Solubilidad y Kps

Equilibrios de precipitación y el producto de solubilidad

¿Qué Observarás?

Esta simulación visualiza el equilibrio entre una sal iónica sólida y sus iones disueltos. Observarás cómo al cambiar las concentraciones iónicas, la solución puede pasar de insaturada a sobresaturada, provocando la precipitación visual de cristales.

Cinco Sales Iónicas

AgCl, BaSO₄, PbI₂, CaF₂ y Fe(OH)₃, cada una con su Kps característico y estequiometría.

Comparación Q vs Kps

Gráfico de barras que compara el producto iónico actual (Q) con la constante de equilibrio (Kps).

Diagrama de Solubilidad

Curva hiperbólica que muestra la frontera entre solución insaturada y precipitación.

Precipitación Visual

Cuando Q > Kps, los iones se combinan formando cristales que caen al fondo del recipiente.

Conceptos Clave

El Producto de Solubilidad (Kps)

Para una sal poco soluble en equilibrio con sus iones disueltos:

MₓAᵧ(s) ⇌ xM⁺(aq) + yA⁻(aq)
Equilibrio heterogéneo sólido-solución
Kps = [M⁺]ˣ × [A⁻]ʸ
El sólido no aparece en la expresión (actividad = 1)

El Kps es una constante de equilibrio que depende solo de la temperatura. Un Kps pequeño indica una sal muy poco soluble. Por ejemplo, Fe(OH)₃ tiene Kps ≈ 10⁻³⁹, lo que significa que precipita a concentraciones extremadamente bajas de iones.

Los Tres Estados de la Solución

Insaturada (Q < Kps)

El producto iónico es menor que Kps. La solución puede disolver más sal. Si añades sólido, se disolverá completamente hasta que Q = Kps.

Saturada (Q = Kps)

El sistema está en equilibrio. La velocidad de disolución iguala la de precipitación. Añadir más sólido no cambia las concentraciones iónicas.

Sobresaturada (Q > Kps)

El producto iónico excede Kps. El sistema está fuera de equilibrio. Los iones se combinan para formar precipitado hasta que Q = Kps nuevamente.

Sales de la Simulación

Compuesto Kps (25°C) Equilibrio Expresión de Kps
AgCl 1.8×10⁻¹⁰ AgCl ⇌ Ag⁺ + Cl⁻ [Ag⁺][Cl⁻]
BaSO₄ 1.1×10⁻¹⁰ BaSO₄ ⇌ Ba²⁺ + SO₄²⁻ [Ba²⁺][SO₄²⁻]
PbI₂ 9.8×10⁻⁹ PbI₂ ⇌ Pb²⁺ + 2I⁻ [Pb²⁺][I⁻]²
CaF₂ 3.9×10⁻¹¹ CaF₂ ⇌ Ca²⁺ + 2F⁻ [Ca²⁺][F⁻]²
Fe(OH)₃ 2.8×10⁻³⁹ Fe(OH)₃ ⇌ Fe³⁺ + 3OH⁻ [Fe³⁺][OH⁻]³

Estequiometría y Solubilidad

Para sales con estequiometría diferente (como PbI₂ o CaF₂), la relación entre solubilidad molar (s) y Kps no es directa:

  • AgCl: Kps = s² → s = √Kps
  • PbI₂: Kps = s × (2s)² = 4s³ → s = ∛(Kps/4)
  • Fe(OH)₃: Kps = s × (3s)³ = 27s⁴ → s = ⁴√(Kps/27)

El Diagrama de Solubilidad

El diagrama muestra [catión] vs [anión] en escala logarítmica. La curva verde representa Q = Kps (la frontera de solubilidad).

Zona azul (debajo de la curva): Q < Kps → Solución insaturada

Zona naranja (sobre la curva): Q > Kps → Precipitación

El punto actual (marcador circular) indica las concentraciones actuales. Al mover los sliders, el punto se desplaza por el diagrama. Cuando cruza la curva de Kps, el estado de la solución cambia.

Efectos Importantes

Efecto del Ion Común

Si añades un ion que ya está presente en el equilibrio (ion común), la solubilidad de la sal disminuye según Le Chatelier:

Ejemplo: Añadir NaCl a una solución saturada de AgCl. El exceso de Cl⁻ desplaza el equilibrio hacia la izquierda, precipitando más AgCl.

Efecto del pH

Para hidróxidos como Fe(OH)₃, el pH controla [OH⁻]:

Esta es la base de la separación de cationes en química analítica cualitativa.

Experimentos Sugeridos

Experimento 1: Provocar Precipitación

  1. Selecciona AgCl y observa el Kps (1.8×10⁻¹⁰)
  2. Comienza con [Ag⁺] = [Cl⁻] = 10⁻⁵ M. Q = 10⁻¹⁰ < Kps (insaturada)
  3. Aumenta [Ag⁺] a 10⁻⁴ M. Ahora Q = 10⁻⁹ > Kps
  4. Observa cómo los iones se combinan y precipitan cristales blancos
  5. El precipitado cae al fondo mientras Q disminuye hacia Kps

Experimento 2: Estequiometría del PbI₂

  1. Selecciona PbI₂. Kps = 9.8×10⁻⁹ = [Pb²⁺][I⁻]²
  2. Con [Pb²⁺] = 10⁻⁵ M, ¿qué [I⁻] necesitas para Q = Kps?
  3. [I⁻]² = 9.8×10⁻⁹ / 10⁻⁵ = 9.8×10⁻⁴ → [I⁻] ≈ 0.03 M
  4. Verifica: ajusta [I⁻] cerca de 10⁻² y observa el estado
  5. Nota el color amarillo característico del precipitado de PbI₂

Experimento 3: La Extrema Insolubilidad del Fe(OH)₃

  1. Selecciona Fe(OH)₃. Kps = 2.8×10⁻³⁹ (!)
  2. Con [Fe³⁺] = 10⁻⁵ M y [OH⁻] = 10⁻⁵ M:
  3. Q = 10⁻⁵ × (10⁻⁵)³ = 10⁻²⁰ >> Kps
  4. ¡Incluso a concentraciones muy bajas, precipita!
  5. Calcula: ¿qué [OH⁻] se necesita para no precipitar con [Fe³⁺] = 10⁻⁵?

Experimento 4: Comparando Sales

  1. Con [catión] = [anión] = 10⁻⁵ M, prueba cada sal
  2. AgCl: Q = 10⁻¹⁰ (insaturada, apenas)
  3. BaSO₄: Q = 10⁻¹⁰ (ligeramente saturada)
  4. PbI₂: Q = 10⁻⁵ × (10⁻⁵)² = 10⁻¹⁵ << Kps (muy insaturada)
  5. Fe(OH)₃: Precipita inmediatamente
  6. Ordena las sales por solubilidad efectiva

Contexto Histórico

Desarrollo del Concepto de Kps

El concepto de producto de solubilidad surgió del trabajo de Walther Nernst (1889) sobre equilibrios iónicos, extendiendo los principios de la ley de acción de masas a sistemas heterogéneos.

La aplicación práctica más importante fue en química analítica cualitativa, donde la precipitación selectiva permite identificar cationes. El esquema clásico de separación (grupos I-V) se basa en diferencias de Kps al variar el anión precipitante (Cl⁻, S²⁻, OH⁻, CO₃²⁻).

Hoy, los valores de Kps son fundamentales en geoquímica (formación de minerales), tratamiento de aguas (precipitación de contaminantes), y biomineralización (formación de huesos, dientes y conchas).

Conexiones Interdisciplinarias

⚖️ Principio de Le Chatelier
Efecto del ion común 🧪 Curva de Titulación
Precipitación en punto final 🪨 Ciclo de Rocas
Precipitación de minerales 📊 Diagrama de Fases
Transiciones sólido-líquido

Aplicaciones en la Vida Real

Para Explorar Más