Equilibrios de solubilidad: Ksp, efecto ion común y precipitación selectiva
La PAU evalúa el producto de solubilidad, la relación entre Ksp y solubilidad molar, el efecto del ion común, la predicción de precipitación mediante el cociente de solubilidad y la separación selectiva de iones.
Producto de solubilidad
Para una sal poco soluble AₓB_y(s) ⇌ x A^(y+) + y B^(x−), la constante es Ksp = [A]^x[B]^y, con concentraciones en mol/L y sin incluir el sólido. La relación con la solubilidad molar s depende de la estequiometría: AgCl (1:1) Ksp = s²; CaF₂ y Ag₂CrO₄ (2:1) Ksp = 4s³; Ca₃(PO₄)₂ (3:2) Ksp = 108s⁵. Ksp no es la solubilidad: solo pueden compararse directamente sales del mismo tipo estequiométrico.
Efecto ion común
Añadir un ion común desplaza el equilibrio hacia el sólido y disminuye la solubilidad (Le Chatelier). Es la base de los métodos gravimétricos y de la purificación por reprecipitación.
Precipitación
Se calcula Qps con las concentraciones tras mezclar, antes de que precipite: Qps < Ksp disolución insaturada; Qps = Ksp saturación; Qps > Ksp precipita. En una mezcla de iones, precipita primero el que alcanza su Ksp con menor concentración de reactivo precipitante.
Ejemplo resuelto
AgCl con Ksp = 1,8×10⁻¹⁰. (a) En agua pura: s = √(1,8×10⁻¹⁰) = 1,3×10⁻⁵ M. (b) En NaCl 0,010 M, el cloruro es ion común: [Cl⁻] ≈ 0,010 M, luego s = [Ag⁺] = Ksp/0,010 = 1,8×10⁻⁸ M. La solubilidad cae unas 700 veces, lo que confirma el efecto ion común.
Errores que cuestan puntos
- Olvidar elevar las concentraciones a los coeficientes estequiométricos.
- Escribir Ksp = s para una sal 2:1 o 3:2.
- Sumar la concentración del ion común a la que aporta la sal en lugar de sustituirla.
- Afirmar que precipita siempre que se mezclan dos disoluciones, sin calcular Qps.
- Confundir disolución saturada con precipitación total del ion.