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CONSTANTE DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
Este tema se enfocará a los equilibrios de sales que tienen baja
solubilidad en agua, aquellas que se describen como insolubles. No
obstante aún las sales más insolubles se disuelven en agua, al menos
hasta cierto punto y sus soluciones saturadas contienen equilibrios
dinámicos que pueden ser utilizados mediante los mismos principios
que se aplican para los equilibrios ácido-base.
Casi todas las sales se disocian completamente en agua. Existen
algunas excepciones, como el HgCl y el CdSO4, pero son raras. Por lo
tanto, con vistas a la simplificación, las explicaciones no incluirán
dichos casos y se supondrá que en solución saturada existe un
equilibrio entre la sal sólida y sus iones disueltos.
Por ejemplo en una solución saturada de cloruro de plata se tiene un
equilibrio
Ag+(ac) + Cl- (ac)
AgCl (s)
Para el que puede escribirse:
[𝐴𝐴𝐴𝐴+ ][𝐶𝐶𝐶𝐶 − ]
𝐾𝐾𝑒𝑒 =
[𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴(𝑠𝑠)]
La concentración de un sólido puro es independiente de la cantidad
de sólido presente. En otras palabras, la concentración del sólido es
una constante y puede, por consiguiente ser incluida junto con la
constante Ke de manera que:
𝐾𝐾𝑒𝑒 [𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴𝐴(𝑠𝑠)] = 𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 = [𝐴𝐴𝑔𝑔+ ][𝐶𝐶𝐶𝐶 − ]
La constante de equilibrio Ke, multiplicada por la concentración del
sólido AgCl suministra todavía otra constante de equilibrio llamada
constante de producto de solubilidad Kps. Este nombre proviene de la
naturaleza de la ley e acción de masas, la cual es un producto de las
concentraciones iónicas elevadas a la potencia apropiada (aquí, cada
una de ellas se ha elevado a la potencia 1). La propia expresión de la
ley de acción de masas se llama producto iónico para la sal y cuando
existe una solución saturada, el producto iónico es igual al Kps.
En el caso de un sólido insoluble, como el Mg(OH)2, los coeficientes
en el equilibrio no son todo iguales a la unidad
Mg(OH)2 (s)
Mg2+(ac) + 2(OH-) (ac)
La Kps para Mg(OH)2 (s) está dada entonces por
𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾𝐾 = [𝑀𝑀𝑀𝑀2+ ][𝑂𝑂𝑂𝑂 − ]2
Por lo tanto, la constante de producto de solubilidad es igual al
producto de las concentraciones molares de los iones en una solución
saturada, cada una elevada a una potencia igual a su coeficiente de la
ecuación balanceada.
Existen tablas donde se listan algunos solidos iónicos y su Kps a
temperaturas que varían entre 18 y 35°C. Los cálculos que implican a
la Kps pueden dividirse en tres categorías:
•
•
•
Cálculo de la Kps partiendo de los datos de solubilidad
Calculo de la solubilidad partiendo de Kps
Problemas que tiene que ver con la precipitación.
Determinación de cuando se formará un precipitado en una
solución
Una solución saturada es aquella en que el soluto sin disolver se
encuentra en equilibrio dinámico con la solución. Esta es
precisamente la situación en la se aplica Kps. En otras palabras, una
solución saturada existirá sólo cuando el producto iónico, el producto
de las concentraciones de los iones disueltos elevado cada uno a su
potencia apropiada, sea exactamente igual a la Kps. Cuando el
producto iónico es menor que la Kps, la solución no se encuentra
saturada, debido a que habría que disolver más sal a fin de elevar las
concentraciones hasta el punto en el cual el producto iónico es igual a
Kps. Por otra parte, cuando producto iónico es mayor que la Kps,
existirá una solución supersaturada debido a que una parte de la sal
tendrá que precipitarse a fin de bajar la concentración para que el
producto iónico sea de nuevo igual a Kps.
Solo se formará un precipitado en una solución cuando la mezcla esté
sobresaturada. Por consiguiente, se puede utilizar el valor del
producto iónico en una solución para saber si se formará o no un
precipitado. En resumen se observa que:
Insaturada
Producto iónico < Kps
Saturada
Producto ionico = Kps
Sobresaturada Producto iónico > Kps
No se formará precipitado
Se formará un precipitado
Efecto del ion común y solubilidad
Cuando se disuelve una sal y una solución que ya contiene de
antemano uno de sus iones, su solubilidad es menor que el agua
pura. El cloruro de plata, por ejemplo, es menos soluble que una
solución de cloruro de sodio en agua. En este caso ambos solutos
tiene un ion común: el ion cloruro. La reducción de la solubilidad en la
presencia de un ion común se conoce como el efecto del ion común.
El efecto de un ion común sobre la solubilidad no es nada más que un
ejemplo del principio de Le Chatelier. Supóngase que el cloruro plata
sólido se coloca en agua pura y se deja que llegue al equilibrio con
sus iones en solución.
AgCl (s)
Ag+(ac) + Cl- (ac)
Si la sal soluble de un cloruro como el NaCl se agrega ahora a esta
solución, aumentará la concentración del ión cloruro y se desplazará
al equilibrio hacia la izquierda causando, por consiguiente, que
precipite algún AgCl. Dicho de otro modo, el AgCl es menos soluble
en NaCl que en agua pura.