Solubilidad y equilibrios de precipitación
El equilibrio de solubilidad mide la disolución de sales poco solubles y permite predecir la precipitación. Se evalúa escribir Kps, calcular la solubilidad molar, aplicar el efecto del ion común y decidir si se forma precipitado comparando Q con Kps.
Producto de solubilidad
Para MmXn(s) ⇌ mM^n+ + nX^m−, Kps = [M^n+]^m[X^m−]^n; el sólido no aparece. La solubilidad molar s se relaciona con Kps según la estequiometría: para MX, Kps = s²; para MX2, Kps = 4s³; para M2X, Kps = 4s³. Kps solo depende de la temperatura. Un ion común reduce la solubilidad por desplazamiento del equilibrio según Le Chatelier. Para saber si precipita, se calcula Q con las concentraciones iniciales: si Q > Kps precipita; si Q < Kps no precipita; si Q = Kps hay saturación.
Factores
La solubilidad puede aumentar si el anión es base conjugada de un ácido débil y se acidifica el medio, o si se forman complejos. La temperatura afecta a Kps. No debe confundirse Kps con solubilidad: sales distintas con Kps parecido pueden tener solubilidades muy diferentes por su estequiometría.
Ejemplo resuelto
Para AgCl(s) ⇌ Ag+ + Cl−, Kps = 1,8×10−10. Calcula s en agua y en NaCl 0,10 M. En agua, Kps = s², luego s = √(1,8×10−10) = 1,34×10−5 M. En NaCl 0,10 M, [Cl−] ≈ 0,10 M y Kps = s(0,10), de donde s = 1,8×10−9 M. La solubilidad cae unas 7 000 veces por el ion común Cl−. La aproximación es válida porque s es despreciable frente a 0,10 M.
Trampas
Escribir Kps = s² para cualquier sal. Elevar concentraciones a coeficientes incorrectos. Incluir el sólido en Kps. Olvidar que el ion común reduce la solubilidad. Comparar Kps de sales con distinta estequiometría y concluir directamente cuál es más soluble. Usar concentraciones finales en Q cuando se pide predecir precipitación.