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SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN Se entiende por solubilidad de un soluto en un disolvente la concentración que presenta una disolución saturada, es decir, en equilibrio con el soluto sin disolver. Se puede decir que una sustancia en un determinado disolvente es:  Soluble si su solubilidad es igual o mayor a 0,1 M  Poco soluble si su solubilidad se sitúa entre 0,1 y 0,001 M  Insoluble si su solubilidad no llega a 0,001 M Muchos compuestos iónicos son bastante solubles en agua. Cuando se disuelven se disocian completamente en sus iones. Es el caso, por ejemplo de yoduro de sodio, donde el proceso de disociación es completo: NaI(s)  HO Na+(ac) + I-(ac) 2

Como sabemos, cualquier cálculo referente a esta reacción implica tener en cuenta, únicamente, su estequiometría. Es decir, que para este ejemplo, 1 mol de NaI proporcionaría un mol de iones Na+ y un mol de iones I-. Sin embargo, otras muchas sustancias iónicas tienen una solubilidad muy pequeña; son prácticamente insolubles. En estos casos podemos hablar de un estado de equilibrio entre los iones disueltos, fase líquida (acuosa), y la sal sin disolver o precipitada, la fase sólida. Para un compuesto de fórmula general A nBm, el equilibrio de solubilidad puede representarse por: ↓AnBm(s) ↔ n Am+ + m Bn+ Ahora, cualquier cálculo conlleva, necesariamente, además de la estequiometría de la reacción, el uso de la constante de equilibrio que se denomina constante del producto de solubilidad, Ks, o simplemente producto de solubilidad. La precipitación de un compuesto iónico poco soluble puede tener lugar cuando se mezclan dos disoluciones en las que cada una de ellas contiene uno de los iones que forman dicho compuesto. Así, el cloruro de plata, AgCl, es una sal de color blanco muy insoluble. Al mezclar una disolución de nitrato de plata, AgNO 3, que contiene el ion Ag+ , con otra disolución de cloruro sódico que contiene el ion Cl-, se produce la precipitación del AgCl Ag+(ac) + Cl-(ac)↔ AgCl(s)↓ En la reacción no se escriben los iones NO 3- y Na+ ya que no intervienen en el proceso, son iones espectadores. CONSTANTE DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Incluso en las sustancias más insolubles hay siempre una pequeña proporción de partículas que pasan a la disolución. Este equilibrio, en las sustancias muy poco solubles, está claramente desplazado hacia la forma sólida no disociada. ↓AnBm(s) ↔ n Am+ (ac)+ m Bn+(ac)

Como en cualquier equilibrio heterogéneo, la concentración de la especie sólida puede considerarse prácticamente constante e incluirse en el valor de la constante de equilibrio, que adopta la siguiente forma:



Ks  A m

 B  n

n m

Sea una disolución saturada de sulfato de bario: BaSO4(s) ↔ Ba2+(ac) + SO42-(ac)  la expresión de la constante de equilibrio sería: Ks  Ba 2 

 SO  2 4

El producto de solubilidad , como cualquier constante de equilibrio, depende única y exclusivamente de la temperatura. Mediante el concepto de cociente de reacción, Q, podemos establecer en qué condiciones se da el proceso de precipitación. Si:  Q < Ks, no se formará precipitado.  Q > Ks, si se formará precipitado.  Q = Ks, el sistema estará en equilibrio. RELACIÓN ENTRE SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Si llamamos S a la solubilidad en mol/L del compuesto AnBm, tendremos: ↓AnBm(s) ↔ n Am+ (ac)+ m Bn+(ac) C 0 0 C-S nS mS

Concentración inicial Concentración en el equilibrio

El producto de solubilidad: Ks  A m   B n  = (nS)n (mS)m = nn. mm.Sn+m n

Y al despejar S:

S n m

m

Ks nn mm

Esta expresión nos permite calcular la solubilidad del compuesto a partir del valor de Ks y viceversa. Ejercicio 1 Sabiendo que el producto de solubilidad del hidróxido de cinc es 6,3.10 -17, calcula la solubilidad del hidróxido de cinc en agua pura. Ejercicio 2 La solubilidad del ioduro de plomo, PbI2 en agua pura, a 25ºC, es 0,70 g/L. Determina: a) El valor de la constante del producto de solubilidad. b) Si esta sal precipitará cuando se añadan 2,0 g de yoduro de sodio a 100 mL de una disolución 0,012 m de nitrato de plomo (II)....