> ## Documentation Index > Fetch the complete documentation index at: https://apuntes.simulab.es/llms.txt > Use this file to discover all available pages before exploring further. # Solubilidad y precipitación: producto de solubilidad Kps e ion común > Equilibrios de solubilidad explicados: solubilidad y curvas de solubilidad, producto de solubilidad Kps, relación entre s y Kps según la estequiometría, cuándo precipita una sal (Q frente a Kps), efecto del ion común, efecto del pH, precipitación fraccionada y aplicaciones, con ejemplos resueltos. ¿Por qué se forma cal en los grifos? ¿Cómo se forman las estalactitas o los cálculos renales? ¿Por qué el sulfato de bario, venenoso en disolución, se puede beber como contraste para una radiografía? Todo depende de la **solubilidad**: cuánta sustancia se puede disolver antes de que el resto se quede sólido. Para las sales poco solubles, el equilibrio entre el sólido y sus iones se describe con una constante, el **producto de solubilidad**. ## Lo que vas a aprender * Qué es la solubilidad y de qué depende. * El producto de solubilidad $K_{ps}$. * Cómo pasar de solubilidad a $K_{ps}$ y al revés. * Cuándo precipita una sal al mezclar dos disoluciones. * El efecto del ion común y del pH. * La precipitación fraccionada. ## Fundamentos teóricos ### Solubilidad Es la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad de disolvente a una temperatura dada. Se expresa en g/L, en g por 100 g de agua o en mol/L (solubilidad molar $s$). Una disolución con la máxima cantidad es **saturada**. * En la mayoría de los sólidos, la solubilidad **aumenta** con la temperatura (hay excepciones, como el sulfato de cerio). * En los gases, **disminuye** con la temperatura y aumenta con la presión (ley de Henry): por eso un refresco caliente pierde el gas. ### Producto de solubilidad Para una sal poco soluble en equilibrio con sus iones: $$ \text{A}_m\text{B}_n(s) \rightleftharpoons m\,\text{A}^{n+}(aq) + n\,\text{B}^{m-}(aq) \qquad K_{ps} = [\text{A}^{n+}]^m\,[\text{B}^{m-}]^n $$ El sólido no aparece en la constante (es un equilibrio heterogéneo, ver [equilibrio químico](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/equilibrio-quimico.md)). ### Relación entre s y Kps | Tipo de sal | Ejemplo | $K_{ps}$ | | - | - | - | | AB | AgCl | $s^2$ | | AB₂ o A₂B | CaF₂, Ag₂CrO₄ | $4s^3$ | | AB₃ o A₃B | Fe(OH)₃ | $27s^4$ | | A₃B₂ | Ca₃(PO₄)₂ | $108s^5$ | **Solo se pueden comparar las solubilidades** por el $K_{ps}$ si las sales son del mismo tipo. | Sal | $K_{ps}$ (25 °C) | | - | - | | AgCl | $1{,}8\cdot10^{-10}$ | | AgBr | $5{,}0\cdot10^{-13}$ | | BaSO₄ | $1{,}1\cdot10^{-10}$ | | CaCO₃ | $3{,}4\cdot10^{-9}$ | | CaF₂ | $3{,}9\cdot10^{-11}$ | | Mg(OH)₂ | $5{,}6\cdot10^{-12}$ | | Fe(OH)₃ | $2{,}8\cdot10^{-39}$ | ### ¿Precipita? Se calcula el producto iónico $Q$ con las concentraciones de la mezcla (después de mezclar, que diluye): | Comparación | Qué pasa | | - | - | | $Q < K_{ps}$ | No precipita (insaturada) | | $Q = K_{ps}$ | Saturada, en equilibrio | | $Q > K_{ps}$ | **Precipita** hasta que $Q = K_{ps}$ | ### Ion común Si la disolución ya contiene uno de los iones de la sal, el equilibrio se desplaza hacia el sólido (Le Châtelier) y la solubilidad **disminuye** mucho. Se usa para precipitar casi por completo un ion añadiendo exceso del otro. ### Efecto del pH Las sales cuyo anión es una base (hidróxidos, carbonatos, fosfatos, fluoruros) se disuelven mejor en medio ácido: los H⁺ retiran el anión del equilibrio. Por eso el vinagre disuelve la cal (CaCO₃) y el ácido de la placa bacteriana ataca el esmalte dental (hidroxiapatita). ### Precipitación fraccionada Si hay varios iones que precipitan con el mismo reactivo, precipita primero el que necesita **menos concentración** de reactivo. Así se separan iones en el análisis químico. ## Ejemplos resueltos > [accordion] Ejemplo 1 · De Kps a solubilidad > > AgCl, $K_{ps} = 1{,}8\cdot10^{-10}$: $s = \sqrt{1{,}8\cdot10^{-10}} = 1{,}34\cdot10^{-5}$ mol/L. > > En g/L (143,3 g/mol): $1{,}92\cdot10^{-3}$ g/L, unos 2 mg por litro. > [accordion] Ejemplo 2 · Sal tipo AB₂ > > CaF₂, $K_{ps} = 3{,}9\cdot10^{-11}$: $[\text{Ca}^{2+}] = s$, $[\text{F}^-] = 2s$, $K_{ps} = 4s^3$. > > $s = \sqrt[3]{9{,}75\cdot10^{-12}} = 2{,}14\cdot10^{-4}$ mol/L. > > Aunque su $K_{ps}$ es menor que el del AgCl, el CaF₂ es **más** soluble: no se pueden comparar los $K_{ps}$ de sales de tipos distintos. > [accordion] Ejemplo 3 · ¿Precipita al mezclar? > > Se mezclan 50 mL de AgNO₃ $2\cdot10^{-4}$ M con 50 mL de NaCl $2\cdot10^{-4}$ M. Tras mezclar, cada ion queda a $10^{-4}$ M. > > $Q = 10^{-4}\cdot10^{-4} = 10^{-8} > 1{,}8\cdot10^{-10}$: **precipita** AgCl. > [accordion] Ejemplo 4 · Ion común > > Solubilidad del AgCl en NaCl 0,1 M: $[\text{Cl}^-] \approx 0{,}1$, así que $s = \frac{1{,}8\cdot10^{-10}}{0{,}1} = 1{,}8\cdot10^{-9}$ M. > > Unas 7400 veces menos que en agua pura. > [accordion] Ejemplo 5 · Hidróxido y pH > > ¿A qué pH empieza a precipitar Mg(OH)₂ en una disolución con $[\text{Mg}^{2+}] = 0{,}01$ M? > > $[\text{OH}^-] = \sqrt{\frac{5{,}6\cdot10^{-12}}{0{,}01}} = 2{,}37\cdot10^{-5}$ M, pOH $= 4{,}63$, pH $= 9{,}37$. > [accordion] Ejemplo 6 · Precipitación fraccionada > > Una disolución tiene Cl⁻ y Br⁻, ambos 0,01 M, y se añade Ag⁺ poco a poco. > > AgBr empieza con $[\text{Ag}^+] = \frac{5\cdot10^{-13}}{0{,}01} = 5\cdot10^{-11}$ M; AgCl, con $1{,}8\cdot10^{-8}$ M. Precipita **primero el bromuro**. Cuando empieza el cloruro, queda $[\text{Br}^-] = \frac{5\cdot10^{-13}}{1{,}8\cdot10^{-8}} = 2{,}8\cdot10^{-5}$ M: se ha separado el 99,7 %. ## Errores frecuentes * **Olvidar los coeficientes** en el $K_{ps}$: en el CaF₂, $[\text{F}^-] = 2s$ y va al cuadrado. * **Comparar solubilidades por $K_{ps}$** en sales de distinta estequiometría. * **No tener en cuenta la dilución** al mezclar dos disoluciones. * **Incluir el sólido** en la expresión del $K_{ps}$. ## Preguntas frecuentes > [accordion] ¿Por qué se puede beber sulfato de bario si el bario es tóxico? > > Porque es tan poco soluble ($s \approx 10^{-5}$ M) que casi no libera iones Ba²⁺ al cuerpo, y atraviesa el aparato digestivo sin absorberse. Como el bario absorbe mucho los rayos X, el tubo digestivo aparece blanco en la radiografía. > [accordion] ¿Cómo se forman las estalactitas? > > El agua de lluvia con CO₂ disuelve la caliza formando bicarbonato de calcio soluble. Al gotear en una cueva, el agua pierde CO₂, el equilibrio se desplaza y el carbonato de calcio precipita, capa a capa: unos milímetros por siglo. ## Temas relacionados > [card] [Equilibrio químico](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/equilibrio-quimico.md) > > Q, K y Le Châtelier. > [card] [Ácidos y bases](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/acido-base.md) > > El efecto del pH. > [card] [Calculadora de moles](https://apuntes.simulab.es/quimica/estequiometria/moles.md) > > Pasar de mol/L a g/L. This documentation is built and hosted on [Mintlify](https://mintlify.com), a developer documentation platform.