Unidad 12_equilibrio de solubilidad

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UdeC/ FCQ/M E König 
Unidad 12
1
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 12
Tema: Equilibrios de solubilidad 
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Unidad 12. Equilibrios de compuestos iónicos 
ligeramente solubles.
• Solubilidad. 
• Reacción de disolución. Constante de producto 
de solubilidad, Kps.
• Factores que afectan el equilibrio de 
solubilidad. 
• Reacción de precipitación.
• Precipitación selectiva.
• Interconversión de precipitados.
• Disolución de precipitados.
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En esta unidad se estudiarán los equilibrios de 
solubilidad de compuestos iónicos poco solubles 
o muy poco solubles.
Muchas de las reacciones químicas que 
involucran a estos compuestos tienen aplicaciones 
importantes en diversos ámbitos:
laboratorios de investigación y de análisis 
químico, procesos industriales, área de la salud, 
naturaleza y ambiente, etc.
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Solubilidad.
Solubilidad, s: es la cantidad máxima de una 
sustancia que se disuelve en una cantidad 
especificada de disolvente a T y P fijas.
Solubilidad depende de:
• naturaleza de soluto
• naturaleza del disolvente
• temperatura 
• presión (en el caso de disolver gases)
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La solubilidad => concentración máxima de la 
solución a T (P).
La solución que tiene la concentración 
máxima se denomina solución saturada.
Solución
saturadaSolución
saturada
T, P 
Si se añade 
más soluto éste 
permanece 
sin disolverse.
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Reacción de disolución. Constante de pro-
ducto de solubilidad, Kps.
Todas las sustancias se disuelven hasta que la 
solución se satura.
El proceso de disolución, a T y P, de un soluto 
iónico sólido en agua se representa por:
soluto (s) + agua(l) catión (ac) + anión(ac)
o simplemente:
soluto (s) catión(ac) + anión(ac)ac
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Las soluciones saturadas en presencia de soluto 
sin disolver (como el caso que muestra la figura) 
establecen equilibrio entre el soluto sin disolver 
y la solución.
Catión(ac)
Anión(ac)
T, P Este equilibrio corresponde al 
de la reacción:
soluto (s) = catión(ac) + anión(ac)
soluto(s) sin disolver
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La reacción de disolución:
soluto (s) = catión(ac) + anión(ac)
tiene una constante de equilibrio que se denomina 
“constante de producto de solubilidad” y se designa 
Kps.
Como el soluto es poco o muy poco soluble, la 
reacción de disolución está poco desplazada hacia 
los productos, en consecuencia el valor de Kps ( a T) 
siempre es pequeño.
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Ejemplos.
Reacción Kps a 25°C
BaCO3(s) = Ba2+(ac) + CO32-(ac) 8,1 x 10-9
AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac) 1,6 x 10-10
AgI(s) = Ag+(ac) + I-(ac) 8,3 x 10-17
Ca3(PO4)2(s) = 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac) 1,2 x 10-26
Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3OH-(ac) 1,8 x 10-33
CuS(s) = Cu2+(ac) + S2-(ac) 6,0 x 10-37
Ag2S(s) = 2Ag+(ac) + S2-(ac) 6,0 x 10-51
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Ejemplos de expresiones de Kps.
AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac) Kps = 1,6 x 10-10
Kps = [Ag+][Cl-] = 1,6 x 10-10
Ca3(PO4)2(s) = 3Ca2+(ac) + 2PO43-(ac) 
Kps = [Ca2+]3 [PO43-]2 = 1,2 x 10-26
Ag2S(s) = 2Ag+(ac) + S2-(ac) Kps = 6,0 x 10-51
Kps = [Ag+]2[S2-] = 6,0 x 10-51
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Relación entre Kps y solubilidad.
Ejemplos.
1) Sea “s” la solubilidad (en moles/L) de 
AgCl(s) en agua a 25°C. 
¿Qué relación tiene “s” con Kps?
Si la solubilidad es s => los moles/L de cloruro de 
plata disueltos son s, y éstos dan origen a
s (mol/L) de Ag+(ac) y 
s(mol/L) de Cl-(ac)
exceso de AgCl(s) sin disolver
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El equilibrio se alcanza a través de la reacción 
de disolución:
AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac)
M i) a 0 0
M c) -s s s
M eq) a – s s s
Luego: Kps=[Ag+][Cl-]
Kps = s2
Tanto [Ag+] como
[Cl-] miden 
la solubilidad del
AgCl.
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2) Sea “s” la solubilidad (en moles/L) de 
Cu(OH)2(s) en agua a 25°C. 
¿Qué relación tiene “s” con Kps?
Reacción:
Cu(OH)2(s) = Cu2+(ac) + 2OH-(ac)
M i) a 0 0
M eq) a – s s 2s
Kps = [Cu2+][OH-]2
Kps = s (2s)2 Kps = 4s3
Sólo [Cu2+]
mide la 
solubilidad
del Cu(OH)2.
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La relación entre solubilidad y Kps cambia con 
la estequiometría de la reacción de disolución:
Catión : Anión
Kps = s2
Kps = 4 s3
Kps = 27 s4
Kps = 108 s5
1:1
2:1 ó 1:2
1:3 ó 3:1
2:3 ó :2
Relación entre 
Kps y s
Coeficientes 
estequiométricos
verificar
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Cálculos de Kps y de solubilidad.
I) Determinación de Kps a partir de valor de 
solubilidad.
Problema 1.
La solubilidad del sulfato de plomo en agua a 
25°C es 4,25 x 10-3 g/100 mL de solución. 
Calcule el valor de Kps del sulfato de plomo a 
25°C.
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Solución.
s = 4,25x10-3 g/100 mL => s = 0,0425 g/L
M PbSO4 = 303,3 g/mol
s = (0,0425 g/L)/303,3 g/mol = 1,40 x 10-4 mol/L
Reacción:
PbSO4(s) = Pb2+(ac) + SO42-(ac)
M i) a 0 0
M eq) a – s s s
Kps= [Pb2+][SO42-] = s2 = (1,40x10-4)2 = 1,96x10-8
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Cuando se agita fluoruro de plomo en agua a 
25ºC, se encuentra que la [F-] en la solución 
saturada es 5,2x10-3 mol/L.
Calcule el valor de Kps del fluoruro de plomo
a 25ºC.
Problema 2.
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Solución.
Reacción:
PbF2(s) = Pb2+(ac) + 2 F-(ac)
M i) a 0 0
M eq) a – s s 2s
[F-] = 2s = 5,2x10-3 mol/L
Por tanto s = [Pb2+] = 2,6x10-3 mol/L 
y 
Kps= [Pb2+][F-]2 = 4s3 = 4x(2,6x10-3)3 = 7,03x10
-8
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II) Cálculo de solubilidad a partir de valor de Kps .
Problema 3.
El hidróxido de calcio (cal apagada) es una 
parte principal del mortero, el yeso y el 
cemento. Las soluciones de Ca(OH)2 se usan 
en la industria como una base fuerte barata. 
Calcule la solubilidad de Ca(OH)2 en agua si 
su Kps es 6,5x10-6 a 25ºC. Exprese la 
solubilidad en g/100 mL.
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Ca(OH)2(s) = Ca2+(ac) + 2OH-(ac)
M i) a 0 0
M eq) a – s s 2s
Kps = 4s3 = 6,5 x 10-6
M 1018,1
4
105,6 23
6
−
−
×=
×
=s
s = 1,18x10-2 mol/L x 74,0 g/mol = 0,87 g/L
s = 0,087 g/100 mL
Solución.
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Una suspensión de Mg(OH)2(s) en agua se 
vende como “leche de magnesia” para aliviar 
trastornos estomacales menores provocados 
por la acidez. La [OH-] es muy baja como 
para lastimar la boca y garganta, pero la 
suspensión se disuelve en los jugos estomacales 
ácidos, neutralizándolos.
¿Cuál es la solubilidad molar del Mg(OH)2 en 
agua pura a 25ºC? 
Kps Mg(OH)2 = 6,3x10-10 a 25ºC.
Resp.: 5,4x10-4 M
Problema 4. (Tarea) 
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Uso de valores de Kps para comparar solubilidades.
Los valores de Kps permiten comparar solubilidad 
relativa, en tanto se comparen compuestos que 
generan el mismo número total de iones.
En tales casos, mientras mayor sea Kps mayor es la 
solubilidad del compuesto.
7,2x10-3
8,7x10-5
1,9x10-4
1,4x10-5
s (mol/L)
1,5x10-6
2,6x10-12
1:2
2:1
BaF2
Ag2CrO4
3
3
3,5x10-8
2,1x10-10
1:1
1:1
MgCO3
BaCrO4
2
2
KpsCatión : aniónFórmulaNº de iones
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Factores que afectan el equilibrio de solubilidad. 
I) Efecto de un ion común (en la solubilidad).
La presencia de union común disminuye la 
solubilidad de un compuesto poco soluble.
Ejemplo:
La solubilidad de BaF2 en una solución que con-
tiene iones Ba2+ o iones F- es menor que la solubi-
lidad en agua pura. (Principio de LeChâtelier). 
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Calcule la solubilidad de Al(OH)3 a 25ºC en:
a) agua (pura)
b) solución 0,10 M de AlCl3
c) solución 0,10 M de NaOH
Kps Al(OH)3 = 1,8 x 10-33
Problema 5.
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a) en agua:
Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3 OH-(ac)
M i) a 0 0
M eq) a – s s 3s
27 s4 = 1,8 x 10-33 
Solución.
s = 2,9 x 10-9 M
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b) en solución 0,10 M de AlCl3:
Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3 OH-(ac)
M i) a 0,10 0
M eq) a – s 0,10 + s 3s
(0,10 + s)(3s)3 = 1,8 x 10-33 
se espera que este “s” sea menor que 2,9x10-9 M
Solución.
s = 8,8 x 10-12 M
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c) en solución 0,10 M de NaOH:
Al(OH)3(s) = Al3+(ac) + 3 OH-(ac)
M i) a 0 0,10
M eq) a – s s 0,10 + 3s
s(0,10 + 3s)3 = 1,8 x 10-33 
Este valor de “s” debe ser más pequeño que los 
anteriores.
Solución.
s = 1,8 x 10-30 M
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Análisis de resultados: 
A pesar que la concentración del ion Al3+ y la 
del ion OH- es la misma, la disminución que 
produce el ion OH- en la solubilidad es mayor 
que la que produce el ion Al3+.
Puesto que en: Kps = [Al3+] [OH-]3
la [OH-] afecta en potencia 3, en cambio la 
[Al3+] , afecta en primera potencia.
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Problema 6.
Ordene en forma creciente la solubilidad de 
BaSO4 en: 
1) BaCl2 0,05M 
2) agua 
3) NaCl 0,05 M
4) Na2SO4 0,05 M
5) Ba(NO3)2 0,10M
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BaSO4(s) = Ba2+(ac) + SO42-(ac)
Solución.
Ba2+ 0,05 M
SO42- 0,05 M
Ba2+ 0,10 M
ionsi - no
Sí 
No
No
Sí
Sí
1) BaCl2 0,05 M 
2) agua 
3) NaCl 0,05 M
4) Na2SO4 0,05 M
5) Ba(NO3)2 0,10 M
Solubi-
lidad
Efecto de ion comunBaSO4(s) 
se disuelve en:
Solubilidad: 5) < 4) = 1) < 2) = 3) 
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II) Efecto del pH en la solubilidad.
La concentración de ion H+ puede tener un 
efecto muy marcado sobre la solubilidad de 
un compuesto iónico.
Si el compuesto contiene el anión de un 
ácido débil, la adición de un ácido fuerte 
(H+) aumenta su solubilidad. 
(Le Châtelier)
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Ejemplo.
H+
Ca2+
CO32-
Ocurren reacciones 
ácido - base
Cosidérese una solución saturada de 
carbonato de calcio.
El equilibrio de disolución es:
CaCO3(s) = Ca2+(ac) + CO32-(ac)
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CO32-(ac) + H+(ac) HCO3-(ac)
HCO3-(ac) + H+(ac) H2CO3(ac)
H2CO3(ac) CO2(g) + H2O(l) 
CaCO3(s) = Ca2+ + CO32- HCO3- H2CO3
+ H+ + H+
CO2(g) + H2O + Ca2+
La adición de ácido sobre carbonatos insolubles 
produce desprendimiento de CO2(g).
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¿Qué efecto produce la adición de H+(ac) 
sobre una solución saturada en AgCl?
AgCl(s) = Ag+(ac) + Cl-(ac)
NINGUN efecto puesto que el Cl- es base 
conjugada de ácido fuerte.
El ion Cl- es base extremadamente débil.
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Escriba las ecuaciones balanceadas para 
explicar si la adición de ácido nítrico afecta la 
solubilidad de:
a) bromuro de plomo (II)
b) hidróxido de cobre (II)
c) sulfuro de hierro (II)
Problema 7.
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Solución.
El ácido nítrico => H+(ac) y NO3-(ac) 
a) PbBr2(s) = Pb2+(ac) + 2Br -(ac)
Br - anión de ácido fuerte, no reacciona con H+
por tanto no se afecta la solubilidad de PbBr2.
b) Cu(OH)2(s) = Cu2+(ac) + 2OH-(ac)
OH- base fuerte y reacciona con H+. Al 
consumirse los iones OH- aumenta la solubilidad
de Cu(OH)2.
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c) FeS(s) = Fe2+(ac) + S2-(ac)
S2- anión del ácido débil HS-, por tanto ocurren 
las reacciones:
S2-(ac) + H+(ac) = HS-(ac)
y HS-(ac) + H+(ac) = H2S(ac) 
aumentando la solubilidad de FeS(s)
H+
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Reacción de precipitación.
Se denomina reacción de precipitación de una 
sustancia poco soluble a la inversa de la 
reacción de disolución de dicha sustancia.
Ejemplos de reacciones de precipitación:
1) Precipitación de AgCl(s):
Ag+(ac) + Cl-(ac) = AgCl(s)
9
10
ps
102,6
106,1
1
]Cl][Ag[
1
K
1K ×=
×
===
−−+
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2) Precipitación de Cu(OH)2(s):
Cu2+(ac) + 2OH-(ac) = Cu(OH)2(s)
19
2022
ps
105,4
102,2
1
]OH][Cu[
1
K
1K ×=
×
===
−−+
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El proceso de precipitación consiste en hacer reaccionar 
soluciones tales que cada una de ellas aporta uno de los 
iones que forman el compuesto poco soluble.
Ejemplos:
Solución de AgNO3(ac) + solución de NaCl(ac) 
puede pp AgCl(s)
Solución de Cu(NO3)2(ac) + solución de NaOH(ac) 
puede pp Cu(OH)2(s)
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Condición de precipitación
Para que ocurra la formación del sólido 
(precipitación) es necesario que el sistema 
satisfaga la condición de equilibrio.
Ag+ Cl-
AgCl(s)
Ag+(ac) Cl
-(ac)
precipita
no precipita
?
?
Ag+
Cl-
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42
La reacción es:
Ag+(ac) + Cl-(ac) = AgCl(s) y su condición 
de equilibrio es:
o bien:
Kps = [Ag+][Cl-] = 1,6x10-10
¿Cómo saber si se cumple la condición de 
equilibrio? es decir, ¿cómo saber si se forma 
precipitado?
9
10
ps
102,6
106,1
1
]Cl][Ag[
1
K
1K ×=
×
===
−−+
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• La condición de equilibrio se cumple cuando 
Q = Kps
• La reacción ocurre de R P cuando 
Q > Kps
Entonces con las concentraciones iniciales de 
los iones Ag+(ac) y Cl-(ac), se determina el 
valor de Qi:
Qi = [Ag+]i [Cl-]i
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44
Si Qi > Kps habrá reacción de precipitación 
hasta que Q = Kps
Si Qi < Kps no hay pp
Si Qi = Kps la solución está justo en el punto de 
saturación (1 cristal del sólido).
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Determine si se forma o no precipitado cuando 
se mezclan 0,100 L de Ca(NO3)2 0,30 M con 
0,200 L de NaF 0,06 M. 
Problema 8.
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¿Qué compuesto podría precipitar?
Ca2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2F- = CaF2(s) + 2NO3- + 2Na+
Podría pp CaF2 por ser poco soluble.
La reacción de pp sería:
Ca2+(ac) + 2F-(ac) = CaF2(s)
Solución.
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Ca2+(ac) 0,30 M
F-(ac) 0,06 M
[Ca2+]i = 0,10 M 
[F-]i = 0,040 M 
Qi =[Ca2+]i [F-]i2 = (0,10)(0,040)2 = 1,6 x 10-4
Qi debe compararse con valor de Kps de CaF2(s) 
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48
Kps de CaF2(s) = 4,0 x 10-11
Qi > Kps luego precipita CaF2.
Precipita CaF2 hasta que Q = Kps
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49
Problema 9.
Los fosfatos en aguas naturales frecuentemen-
te precipitan como sales insolubles como el 
Ca3(PO4)2. 
Determine si en un río donde las 
concentraciones de Ca2+ y PO43- son 10-6 M y 
10-7 M, respectivamente, precipita o no 
fosfato de calcio.
Kps de fosfato de calcio = 1,2 x 10-29
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50
Solución.
Para que pp Ca3(PO4)2 se debe cumplir que 
Q > Kps.
Como la expresión de Kps = [Ca2+]3[PO43-]2
Q = [Ca2+]3río [PO43-]2río
Q = (10-6)3(10-7)2 = 10-32
Como Q < Kps => no precipita fosfato de 
calcio.
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51
a) ¿Se formará algo de Ba(IO3)2(s) cuando se 
disuelven 6,5 mg de BaCl2 en 500 mL de 
NaIO3(ac) 0,033 M? Kps Ba(IO3)2 = 1,5x10-9
b) ¿Precipitará Ag2CrO4(s) si se agregan 15,0 mL 
de AgNO3(ac) 10-4M a 35,0 mL de K2CrO4(ac) 
10-3 M?
Kps Ag2CrO4 = 2,6x10-12.
Problema 10. (Tarea).
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52
Precipitación selectiva.Es posible separar uno o varios iones de otros 
iones presentes en una solución aprovechando 
las diferencias de las solubilidades de los 
compuestos que ellos forman con un ion 
precipitante dado.
Este proceso se conoce como “precipitación 
selectiva”
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53
Ejemplo.
Los compuestos AgCl, CuCl y PbCl2 son poco 
solubles y sus Kps son 1,6x10-10; 1,9x10-7 y 
1,7x10-5, respectivamente.
Desde una solución que contiene los iones 
Ag+, Cu+ y Pb2+, es posible separarlos 
precipitando selectivamente uno o dos de 
ellos con Cl-. 
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A la solución que contiene los tres iones se va 
agregando en forma controlada iones Cl-.
Se agrega Cl- (puede ser como NaCl(s))
[Ag+]i = 10-5 M
[Cu+]i = 10-4 M
[Pb2+]i = 10-1 M
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Para que se inicie la pp AgCl(s) debe 
cumplirse que Q ≥ Kps de AgCl =>
[Ag+]i [Cl-]i ≥ 1,6 x 10-10
=> [Cl-]i ≥ 1,6 x 10-10/10-5
[Cl-]i ≥ 1,6 x 10-5 M
Para que se inicie la pp CuCl(s) debe 
cumplirse que Q ≥ Kps de CuCl =>
[Cu+]i [Cl-]i ≥ 1,9 x 10-7
=> [Cl-]i ≥ 1,9 x 10-7/10-4
[Cl-]i ≥ 1,9 x 10-3 M
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Para que se inicie la pp PbCl2(s) debe cumplirse que 
Q ≥ Kps de PbCl2 =>
[Pb2+]i [Cl-]2 i ≥ 1,7 x 10-5
=> [Cl-]i2 ≥ 1,7 x 10-5/10-1
[Cl-]i ≥ 1,3 x 10-2 M
A medida que se agrega el NaCl la concentración de 
Cl- en la solución empieza a aumentar. La primera 
condición de pp que se satisface es la del AgCl, pues 
ella es la que necesita la menor concentración de Cl-. 
El AgCl empieza a pp cuando [Cl-] = 1,6x10-5 M. 
Cuando Cl- alcance el valor de 1,3x10-2 M se inicia 
la pp de PbCl2(s) y en último lugar precipitaría el 
CuCl(s).
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Resumen de los valores calculados:
1°
2°
3°
Orden 
de pp
1,6 x 10-5 M
1,9 x 10-3 M
1,3x10-2 M
[Cl-] mínima 
debe ser
[Ag+] = 10-5 M
[Cu+] = 10-4 M
[Pb2+] = 10-1 M
AgCl(s)
CuCl(s)
PbCl2(s)
en solución 
con 
Para que 
precipite
UdeC/ FCQ/M E König 
Unidad 12
Cl-
[Ag+] = 10-5 M
[Cu+] = 10-4 M
[Pb2+] = 10-1 M
[Cl-] = 1,6x10-5 M
Se inicia pp de AgCl(s)
[Ag+]i = 10-5 M
[Cu+]i = 10-4 M
[Pb2+]i = 10-1 M
inicial Cl
-
AgCl(s)
[Ag+] = 8,4x10-8 M
[Cu+] = 10-4 M
[Pb2+] = 10-1 M
[Cl-] = 1,9x10-3 M
Se inicia pp de CuCl(s)
[Ag+] = 1,2x10-8 M
[Cu+] = 1,5x10-5 M
[Pb2+] = 10-1 M
[Cl-] = 1,3x10-2 M
AgCl(s) CuCl
Se inicia pp 
de PbCl2(s)
Cl-
1°
3°
2°
AgCl(s) CuCl(s) PbCl2(s)
[Ag+] = 1,6x10-9 M
[Cu+] = 1,9x10-6 M
[Pb2+] = 1,7x10-3 M
[Cl-] = 10-1 M
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Unidad 12
59
Problema 11.
Se agrega controladamente AgNO3(s) a 0,500 L 
de una solución que contiene iones CN- 0,05 M 
y iones PO33- 0,05 M.
a) ¿qué compuestos poco solubles pueden 
precipitar?
b) Determine cuál de ellos precipita primero.
c) Calcule la concentración del anión que 
precipita primero cuando se inicia la 
precipitación del otro compuesto.
(Similar a problema 13 guía de ejercicios)
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Unidad 12
60
Solución
a) ¿qué compuestos poco solubles pueden 
precipitar?
Los iones presentes en la solución son CN- y 
PO43- y a éstos se agregan iones Ag+ y NO3-, 
luego los compuestos que se podrían formar 
son AgCN y Ag3PO4 y debido a que ellos son 
poco solubles podrían precipitar como sólidos.
Para resolver se necesitan los valores de Kps: 
AgCN(s) Kps = 2,2x10-16
Ag3PO4(s) Kps = 2,6x10-18
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Unidad 12
61
b) Determine cuál de ellos precipita primero.
Las reacciones de precipitación son:
Ag+(ac) + CN-(ac) = AgCN(s)
Kps = [Ag+][CN-] = 2,2 x 10-16
3Ag+(ac) + PO43-(ac) = Ag3PO4(s)
Kps = [Ag+]3[PO43-] = 2,6 x 10-18
UdeC/ FCQ/M E König 
Unidad 12
62
Para que precipite AgCN debe cumplirse:
Q ≥ Kps => [Ag+][CN-] ≥ 2,2 x 10-16
[Ag+] ≥ 2,2 x 10-16/ 0,05
[Ag+] ≥ 4,4 x 10-15 M
Para que precipite Ag3PO4 debe cumplirse:
Q ≥ Kps => [Ag+]3[PO43-] ≥ 2,6 x 10-18
[Ag+]3 ≥ 2,6 x 10-18/ 0,05
[Ag+]3 ≥ 5,2 x 10-17
[Ag+] ≥ 3,7 x 10-6 M 
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Unidad 12
63
Precipita primero el compuesto que requiere la 
concentración más baja de iones Ag+ , en este 
caso precipita primero AgCN(s).
c) Calcule la concentración del anión que preci-
pita primero cuando se inicia la precipitación del 
otro compuesto.
El anión del compuesto que precipita primero 
es el ion CN-, luego debe determinarse [CN-] = ?
en el instante que se inicia la pp de Ag3PO4(s).
UdeC/ FCQ/M E König 
Unidad 12
64
La pp de Ag3PO4(s) se inicia cuando la [Ag+] 
alcanza el valor 3,7 x 10-6 M y debido a que 
en el sistema ya hay AgCN precipitado, se 
debe satisfacer que: 
[Ag+][CN-] = 2,2 x 10-16
luego [CN-] = 2,2 x 10-16 / 3,7 x 10-6
[CN-] = 5,9 x 10-11 M
Respuesta: Cuando empieza a pp Ag3PO4(s) la 
concentración de CN- es 5,9 x 10-11 M. 
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Unidad 12
65
Determine el intervalo de pH que permite 
separar los iones Cu2+ y Fe3+ por precipitación 
de uno de los hidróxidos desde una solución 
que contiene Cu2+ 0,02 M y Fe3+ 0,02 M. 
Cu(OH)2(s) Kps = 2,2 x 10-20
Fe(OH)3(s) Kps = 1,1 x 10-36
(Similar a problema 14 guía de ejercicios)
Problema 12.
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Unidad 12
66
Solución. Para separar es necesario 
que precipite uno de los 
hidróxidos y NO el otro.
OH-
filtración
Cu2+ 0,02 M
Fe3+ 0,02 M
OH-
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Unidad 12
67
Para que pp Cu(OH)2(s):
[Cu2+][OH-]2 ≥ 2,2 x 10-20
[OH-] ≥ (2,2 x 10-20/0,02)1/2
[OH-] ≥ 1,0 x 10-9 M
Para que pp Fe(OH)3(s):
[Fe3+][OH-]3 ≥ 1,1 x 10-36
[OH-] ≥ (1,1 x 10-36/0,02)1/3
[OH-] ≥ 3,8 x 10-12 M
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Unidad 12
68
El Fe(OH)3(s) es el primero que pp, debe ser 
el único que pp y debe pp la máxima cantidad 
posible para lograr la separación deseada.
• Para que pp el máximo de Fe(OH)3(s):
[OH-] > 3,8 x 10-12 M
• Para EVITAR que pp Cu(OH)2(s):
[OH-] < 1,0 x 10-9 M
Luego debe cumplirse que: 
3,8 x 10-12 M < [OH-] < 1,0 x 10-9 M
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Unidad 12
69
Este intervalo de [OH-] debe expresarse como 
un intervalo de pH:
Cuando [OH-] > 3,8 x 10-12 M
[H+] < 10-14/3,8 x 10-12
[H+] < 2,6 x 10-3 M => pH > 2,58
Cuando [OH-] < 10-9 M
[H+] > 10-14/ 10-9
[H+] > 10-5 M => pH < 5,00
El intervalo de pH que permite la separación es: 
2,58 < pH < 5,00
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Unidad 12
70
Precipitación de sulfuros.
Los sulfuros insolubles se precipitan usando H2 S(g)
como agente precipitante.
Ejemplo: H2S(g)
Cu2+
CuS(s)
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Unidad 12
71
¿Cómo se generan iones S2-(ac) a partir del H2S(g)?
H2S(g) = H2S(ac) K = 10-1 (a 25°C)
H2S(ac) = H+(ac) + HS-(ac) Ka1 = 10-7
HS-(ac) = H+(ac) + S2-(ac) Ka2 = 10-13
El cambio global es:
H2S(g) = 2 H+(ac) + S2-(ac) K = 10-21
 C25 a 10
P
][S][HK 21
SH
-22
2
°== −
+
2
SH 
21
-2
][H
P10
][S 2+
− ×
=
Luego:
de donde:
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Unidad 12
72
La [S2-] depende de Presión de H2S 
pH de la solución
A 25°C y presión de H2S = 1 atm:
10-19
10-15
10-11
10-17
10-1
1
3
5
7
10
etc.
[S2-] mol/LpH
2
SH 
21
-2
][H
P10
][S 2+
− ×
=
1 atm
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Unidad 12
73
Problema 13.
Determine si precipita o no sulfuro de níquel, NiS, 
cuando se burbujea H2S(g) a 1 atm en una solución 
10-4 M en iones Ni2+ cuyo pH es 3,5.
Kps de NiS = 10-29
H2S(g)
1 atm
Ni2+ 10-4 M
pH = 3,5
¿Precipita NiS ?
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Unidad 12
74
Para que pp NiS se debe cumplir que:
Qi = [Ni2+]i [S2-]i sea mayor o igual a Kps de NiS.
Cálculo de [S2-]i :
con P de H2S = 1 atm
pH = 3,5 => [H+] = 10-3,5 = 3,16x10-4 M
Reemplazando:
Luego Qi = 10-4 x 10-14 = 10-18
Qi > Kps entonces pp NiS.
2
SH 
21
-2
][H
P10
][S 2+
− ×
=
M10
)10(3,16
110][S 1424-
 
21
-2 −
−
=
×
×
=
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Unidad 12
75
Interconversión de precipitados.
Las reacciones mediante las cuales una sustancia 
poco soluble (pp) se disuelve para formar otra 
sustancia pocosoluble (pp), se conocen como 
reacciones de interconversión de precipitados.
Ejemplos.
BaCO3(s) + Pb2+(ac) = Ba2+(ac) + PbCO3(s)
2 AgBr(s) + S2-(ac) = 2 Br -(ac) + Ag2S(s)
PbI2(s) + CrO42-(ac) = 2 I-(ac) + PbCrO4(s)
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Unidad 12
76
Las reacciones de interconversión de pp son 
útiles cuando se desea liberar un ion desde 
una especie poco soluble.
Para que la reacción ocurra su constante de 
equilibrio debe tener un valor por lo menos 
102.
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Unidad 12
77
Ejemplo.
2 AgBr(s) + S2-(ac) = 2 Br -(ac) + Ag2S(s)
Esta reacción se obtiene a partir de las 
reacciones:
2 AgBr(s) = 2 Ag+(ac) + 2 Br -(ac) (KpsAgBr)2
2 Ag+(ac) + S2-(ac) = Ag2S(s) 1/Kps Ag2S
2 AgBr(s) + S2-(ac) = 2 Br -(ac) + Ag2S(s)
K = (KpsAgBr)2/Kps Ag2S
Cálulo de K de una reacción de interconversión 
de pp.
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Unidad 12
78
K = (KpsAgBr)2/Kps Ag2S
Reemplazando los valores de Kps:
K = (5,0x10-13)2/8x10-48 = 3,1 x 1022
La reacción ocurre, prácticamente 100%
⇒Si se agrega solución de Na2S(ac) sobre 
AgBr(s) se forma Ag2S(s) y se libera hacia la 
solución el ion Br –(ac)
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Unidad 12
79
AgBr(s) es de color amarillo, Ag2S(s) es negro. 
Na2S(ac)
AgBr(s) Ag2S(s)
Br -
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Unidad 12
80
Determine si las siguientes reacciones ocurren o 
no.
a) 2 I-(ac) + PbCrO4(s) = PbI2(s) + CrO42-(ac) 
b) Mg(OH)2(s) + Co2+(ac) = Mg2+(ac) + Co(OH)2(s)
Datos:
Problema 14.
2,3 x 10-13
7,9 x 10-9
6,3 x 10-10
1,3 x 10-15
PbCrO4
PbI2
Mg(OH)2
Co(OH)2
Kpssustancia
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Unidad 12
81
Se deben determinar las K de las reacciones:
a) 
2 I-(ac) + PbCrO4(s) = PbI2(s) + CrO42-(ac)
K = Kps de PbCrO4 / Kps de PbI2
K = 2,3 x 10-13 / 7,9 x 10-9 = 2,9 x 10-5
El valor pequeño de K indica que la reacción 
no ocurre: NHR
Solución.
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Unidad 12
82
b) 
Mg(OH)2(s) + Co2+(ac) = Mg2+(ac) + Co(OH)2(s)
K = Kps de Mg(OH)2 / Kps de Co(OH)2
K = 6,3 x 10-10 /1,3 x 10-15
K = 4,9 x 105
El valor alto de K indica que la reacción ocurre, 
es decir el Mg(OH)2(s) se disulve al agregarle 
solución de iones Co2+ precipitando Co(OH)2(s) 
y liberando iones Mg2+.
	Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas