Kps de sustancias comunes Tabla de productos de solubilidad Fuente
Compuesto
Fórmula
Temperatura
K ps
(leyenda más abajo)
–33
Hidróxido de aluminio anhidro
Al(OH) 3
20 °C
1.9×10
Hidróxido de aluminio anhidro
Al(OH) 3
25 °C
3×10
Hidróxido de aluminio trihidrato
Al(OH) 3.3H2O
20 °C
4×10
Hidróxido de aluminio trihidrato
Al(OH) 3.3H2O
25 °C
3.7×10
Fosfato de aluminio
AlPO4
25 °C
9.84×10
Bromato de bario
Ba(BrO3)2
25 °C
2.43×10
Carbonato de bario
BaCO3
16 °C
7×10
Carbonato de bario
BaCO3
25 °C
8.1×10
Cromato de bario
BaCrO4
28 °C
2.4×10
Fluoruro de bario
BaF2
25.8 °C
1.73×10
Iodato de bario dihidrato
Ba(IO3)2.2H2O
25 °C
6.5×10
Oxalato de bario dihidrato
BaC2O4.2H2O
18 °C
1.2×10
Sulfato de bario
BaSO4
18 °C
0.87×10
Sulfato de bario
BaSO4
25 °C
1.08×10
Sulfato de bario
BaSO4
50 °C
1.98×10
Hidróxido de berilio
Be(OH)2
25 °C
6.92×10
Carbonato de cadmio
CdCO3
25 °C
1.0×10
Hidróxido de cadmio
Cd(OH)2
25 °C
7.2×10
Oxalato de cadmio trihidrato
C d. C.2O4.3H2O 18 °C
1.53×10
Fosfato de cadmio
Cd3(PO4)2
25 °C
2.53×10
Sulfuro de cadmio
CdS
18 °C
3.6×10
Carbonato de calcio calcita
CaCO 3
15 °C
0.99×10
Carbonato de calcio calcita
CaCO 3
25 °C
0.87×10
Carbonato de calcio calcita
CaCO 3
18-25 °C
4.8×10
Cromato de calcio
CaCrO4
18 °C
2.3×10
Fluoruro de calcio
CaF2
18 °C
3.4×10
Fluoruro de calcio
CaF2
25 °C
3.95×10
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
18 °C-25 °C 8×10
Hidróxido de calcio
Ca(OH)2
25 °C
5.02×10
Iodato de calcio hexahidrato
Ca(IO 3)2.6H2O
18 °C
6.44×10
L
–34
w1
–13
C
–13
C
–21
w1
–4
w1
–9
C, L
–9
C, L
–10
C, L
–6
C, L
–10
C, L
–7
C, L
–10
C, L
–10
C, L
–10
C, L
–22
w1
–12
w1
–15
w1
–8
C, L
–33
w1
–29
C, L
–8
C, L
–8
C, L
–9
P
–2
L
–11
C, L
–11
–6
C, L P
–6
w1
–7
L
–9
C, L
–9
C, L
–33
w1
Oxalato de calcio monohidrato
CaC2O4
18 °C
1.78×10
Oxalato de calcio monohidrato
CaC2O4
25 °C
2.57×10
Fosfato de calcio
Ca3(PO4)2
25 °C
2.07×10
Sulfato de calcio
CaSO4
10 °C
6.1×10
Sulfato de calcio
CaSO4
25 °C
4.93×10
Tartrato de calcio dihidrato
CaC4H4O6.2H2O 18 °C
7.7×10
Hidróxido de cromo (II)
Cr(OH)2
25 °C
2×10
Hidróxido de cromo (III)
Cr(OH)3
25 °C
6.3×10
Hidróxido de cobalto (II)
Co(OH)2
25 °C
1.6×10
CoS
18 °C
3×10
CoS
18 °C-25 °C 10
Carbonato de cobre
CuCO3
25 °C
Hidróxido de cobre (II)
Cu(OH)2
18 °C-25 °C 6×10
Hidróxido de cobre (II)
Cu(OH)2
25 °C
4.8×10
Iodato de cobre (II)
Cu(IO3)2
25 °C
1.4×10
Oxalato de cobre (II)
CuC2O4
25 °C
2.87×10
Sulfuro de cobre (II)
CuS
18 °C
8.5×10
Bromuro de cobre (I)
CuBr
18 °C-20 °C 4.15×10
Cloruro de cobre (I)
CuCl
18 °C-20 °C 1.02×10
Cu(OH)
25 °C
Ioduro de cobre (I)
CuI
18 °C-20 °C 5.06×10
Sulfuro de cobre (I)
Cu2S
16 °C-18 °C 2×10
Tiocianato de cobre (I)
CuSCN
18 °C
1.64×10
Hidróxido de hierro (III)
Fe(OH)3
18 °C
1.1×10
Carbonato de hierro (II)
FeCO3
18 °C-25 °C 2×10
Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)2
18 °C
1.64×10
Hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)2
25 °C
1×10
Oxalato de hierro (II)
FeC2O4
25 °C
2.1×10
Sulfuro de hierro (II)
FeS
18 °C
3.7×10
Sulfuro de cobalto (en la forma menos soluble) Sulfuro de cobalto (en la forma más soluble)
Hidróxido de cobre (I) (en equilib. con Cu 2O + H2O)
–5
C, L
–5
w1
–7
C, L
–16
w2
–31
w2
–15
w2
–26
C, L
–21
P
–10
P
–20
P
1×10
–20
w1
–7
C, L
–8
C, L
–45
C, L
–8
C
–6
C
–15
2×10
w1 –12
C
–47
C, L –11
C, L
–36
C, L
–11
P –14
–15
C, L –16
; 8.0×10
P; w2
–7
C, L
–19
C, L
–6
6.3×10 ; 6.60×10
Bromuro de plomo (II)
PbBr 2
25 °C
Carbonato de plomo (II)
PbCO3
18 °C
3.3×10
Cromato de plomo (II)
PbCrO4
18 °C
1.77×10
6
–14 –14
–
P; w1 C, L C, L
–4
L
–5
P
–8
C, L
–8
C, L
Cloruro de plomo (II)
PbCl2
25.2 °C
1.0×10
Cloruro de plomo (II)
PbCl2
18 °C-25 °C 1.7×10
Fluoruro de plomo (II)
PbF2
18 °C
3.2×10
Fluoruro de plomo (II)
PbF2
26.6 °C
3.7×10
–16
1×10
; 1.43×10
–
Hidróxido de plomo (II)
Pb(OH)2
25 °C
Iodato de plomo (II)
Pb(IO3)2
18 °C
1.2×10
Iodato de plomo (II)
Pb(IO3)2
25.8 °C
2.6×10
Ioduro de plomo (II)
PbI2
15 °C
7.47×10
Ioduro de plomo (II)
PbI2
25 °C
1.39×10
Oxalato de plomo (II)
PbC2O4
18 °C
Sulfato de plomo (II)
PbSO4
18 °C
1.6×10
Sulfuro de plomo (II)
PbS
18 °C
3.4×10
Carbonato de litio
Li2CO3
25 °C
1.7×10
Fluoruro de litio
LiF
25 °C
1.84×10
Fosfato de litio
Li3PO4
25°
2.37×10
Fosfato de amonio y magnesio
MgNH4PO4
25 °C
2.5×10
Carbonato de magnesio
MgCO3
12 °C
2.6×10
Fluoruro de magnesio
MgF2
18 °C
7.1×10
Fluoruro de magnesio
MgF2
25 °C
6.4×10
Hidróxido de magnesio
Mg(OH)2
18 °C
1.2×10
Oxalato de magnesio
MgC2O4
18 °C
8.57×10
Carbonato de manganeso (II)
MnCO3
18 °C-25 °C 9×10
Hidróxido de manganeso (II)
Mn(OH)2
18 °C
4×10
Sulfuro de manganeso (rosa)
MnS
18 °C
1.4×10
Sulfuro de manganeso (verde)
MnS
25 °C
10
Bromuro de mercurio (II)
HgBr 2
25 °C
8×10
Cloruro de mercurio (II)
HgCl2
25 °C
2.6×10
Hg(OH)2
25 °C
3.6×10
Ioduro de mercurio (II)
HgI2
25 °C
3.2×10
Sulfuro de mercurio (II)
HgS
18 °C
4×10
Bromuro de mercurio (I)
HgBr
25 °C
1.3×10
Cloruro de mercurio (I)
Hg2Cl2
25 °C
2×10
Ioduro de mercurio (I)
HgI
25 °C
1.2×10
Sulfato de mercurio (I)
Hg2SO4
25 °C
6×10 ; 6.5×10
Hidróxido de mercurio (II) (en equilib. con HgO + H 2O)
20
P; w1
–13
C, L
–13
C, L
–9
C
–8
C
2.74×10
–11
C, L
–8
C, L
–28
C, L
–3
C, L
–3
w1
–4
w1
–13
C, L
–5
C, L
–9
C, L
–9
C, L
–11
C, L
–5
C, L
–11
P
–14
C, L
–15
C, L
–22
P
–20
L
–15
L
–26
w1
–29
L
–53
–49
to 2×10
–21
C, L
–18
C, L
–28
–7
C, L
C, L –7
P; w1
–16
Hidróxido de níquel (II)
Ni(OH)2
25 °C
5.48×10
Sulfuro de níquel (II)
NiS
18 °C
1.4×10
NiS
18 °C-25 °C 10
NiS
18 °C-25 °C 10
tartrato ácido de potasio
KHC4H4O6
18 °C
3.8×10
Perclorato de potasio
KClO4
25 °C
1.05×10
Peryodato de potasio
KIO4
25°
3.71×10
Acetato de plata
AgC2H3O2
16 °C
1.82×10
Bromato de plata
AgBrO3
20 °C
3.97×10
Bromato de plata
AgBrO3
25 °C
5.77×10
Bromuro de plata
AgBr
18 °C
4.1×10
Bromuro de plata
AgBr
25 °C
7.7×10
Carbonato de plata
Ag2CO3
25 °C
6.15×10
Cloruro de plata
AgCl
4.7 °C
0.21×10
Cloruro de plata
AgCl
9.7 °C
0.37×10
Cloruro de plata
AgCl
25 °C
1.56×10
Cloruro de plata
AgCl
50 °C
13.2×10
Cloruro de plata
AgCl
100 °C
21.5×10
Cromato de plata
Ag2CrO4
14.8 °C
1.2×10
Cromato de plata
Ag2CrO4
25 °C
9×10
Cianuro de plata
Ag2(CN)2
20 °C
2.2×10
Dicromato de plata
Ag2Cr 2O7
25 °C
2×10
Hidróxido de plata
AgOH
20 °C
1.52×10
Iodato de plata
AgIO3
9.4 °C
0.92×10
Ioduro de plata
AgI
13 °C
0.32×10
Ioduro de plata
AgI
25 °C
1.5×10
Nitrito de plata
AgNO2
25 °C
5.86×10
Oxalato de plata
Ag2C2O4
25 °C
1.3×10
Sulfato de plata
Ag2SO4
18 °C-25 °C 1.2×10
Sulfuro de plata
Ag2S
18 °C
1.6×10
Tiocianato de plata
AgSCN
18 °C
0.49×10
Tiocianato de plata
AgSCN
25 °C
Carbonato de estroncio
SrCO3
25 °C
1.6×10
Cromato de estroncio
SrCrO4
18 °C-25 °C 3.6×10
Sulfuro de níquel (II) (en la forma menos soluble) Sulfuro de níquel (II) (en la forma más soluble)
–24
w1 C, L
–27
P
–21
P –4
C, L
–2
w1
–4
w1
–3
L
–5
C, L
–5
C, L
–13
C, L
–13
C, L
–12
C, L
–10
C, L
–10
L
–10
C, L
–10
C, L
–10
C, L
–12
–12
C, L C, L
–12
–7
C, L L
–8
C, L
–8
C, L
–16
C, L
–16
C, L
–4
L
–11
L
–5
P
–49
C, L
–12
C, L
1.16×10
–12
C, L
–9
C, L
–5
P
–9
Fluoruro de estroncio
SrF2
18 °C
2.8×10
C, L
Oxalato de estroncio
SrC2O4
18 °C
5.61×10
Sulfato de estroncio
SrSO4
2.9 °C
2.77×10
Sulfato de estroncio
SrSO4
17.4 °C
2.81×10
Bromuro de talio (I)
TlBr
25 °C
4×10
Cloruro de talio (I)
TlCl
25 °C
2.65×10
L
Sulfato de talio (I)
Tl2SO4
25 °C
3.6×10
–4
L
Tiocianato de talio (I)
TlSCN
25 °C;
2.25×10
Hidróxido de estaño (II)
Sn(OH)2
18 °C-25 °C 1×10
–8
C, L
–7
C, L
–7
C, L
–6
L –4
–4
L
–26
P –27
5.45×10
Hidróxido de estaño (II)
Sn(OH)2
25 °C
Sulfuro de estaño (II)
SnS
25 °C
Hidróxido de cinc
Zn(OH)2
18 °C-20 °C 1.8×10
Oxalato de cinc dihidrato
ZnC2O4.2H2O
18 °C
1.35×10
Sulfuro de cinc
ZnS
18 °C
1.2×10
–28
1.4×10 –28
10
;
w1; w2 P
–14
C, L
–9
C, L
–23
C, L
La constante del producto de solubilidad (KPS) Cuando se coloca en agua un sólido iónico en exceso, se establece un equilibrio entre los iones de la solución saturada y el exceso de la fase sólida. Por ejemplo: AgCl (s) <======> Ag+ + ClEn el equilibrio:
Ag Cl K AgCl(s)
la concentración de AgCl en la fase sólida es una constante y no varía, sin importar cuánto sólido se encuentra en contacto con la solución. En consecuencia, se puede escribir: [Ag +] [Cl- ] = K . [AgCl]s = Kps La constante Kps se denomina constante del producto de solubilidad, y la expresión [Ag+ ].[Cl- ] es el producto iónico (PI). La ecuación establece que el producto iónico es igual a Kps cuando la solución saturada se encuentra en equilibrio con el sólido en exceso. No existe ninguna restricción por separado respecto a lo que deben ser las [Ag+] y [Cl -]. La [Ag+ ] puede tener cualquier valor, siempre que [Ag +].[Cl- ] = Kps. El valor numérico de Kps, como el de cualquier constante de equilibrio, se determina experimentalmente, y se encuentra en tablas. En ellas encontramos que el Kps del BaSO4 tiene un valor de 1,5.10-9 . BaSO4 (s) <========> Ba+2 + SO4-2 Kps = [Ba+2 ] [SO4 -2 ] = 1,5.10-9 Esto significa que para cualquier solución en equilibrio con BaSO 4 sólido, la concentración de Ba+2 multiplicada por la concentración de SO42- debe ser igual a 1,5.10-9. Si ese producto es menor que 1,5.10-9 , la solución es no saturada, admitiendo la disolución de más BaSO4. Si el producto de concentraciones es mayor de 1,5.10 -9 el BaSO4 precipita con el objeto de disminuir las concentraciones de Ba +2 y SO42-, hasta alcanzar el valor del Kps. Cuando sólo se coloca en agua el BaSO 4 las concentraciones de ion Ba +2 y de ion SO42- son iguales. Sin embargo, es posible preparar soluciones en las cuales se encuentren en equilibrio concentraciones diferentes de Ba+2 y SO42- con BaSO4. Por ejemplo, supóngase que se mezclan soluciones de BaCl 2 y Na2SO4, formándose un precipitado de BaSO4 si se ha excedido su Kps. Sin embargo, no es necesario que [Ba+2] = [SO42-], puesto que los dos iones provienen de fuentes diferentes.
EJERCICIO RESUELTO Calcular la solubilidad del RaSO4: a) en agua pura b) en una solución de Na 2SO4 0,10 M Kps RaSO4 = 4.10-11 RaSO4 (s) Ra+2 + SO42se disuelven en 1 litro de agua .En la solución saturada: [Ra+2] = x mol/l = [SO42-] [Ra+2] . [SO4=] = x . x = Kps de donde x 2= 4 . 10 -11
_________ x = 4. 10-11 = 6 . 10-6 M
La solubilidad suele expresarse en g/100 ml. de solvente , entonces :
1000 ml _____________ 6 .10 -6 moles 100 ml _____________ x = 6 .10-7 moles
1 mol _______________318 gr. 6 . 10-7 moles ________ x = 1,9 . 10-4 gr.
(nótese que en la resolución se han usado indistintamente los términos de solución y solvente, lo que es válido por la gran dilución de las soluciones) . b) Sea "y " los moles de RaSO4 que se disuelven en 1 litro de solución de Na2SO4 0,10 M . Este proceso da lugar a "y" moles de Ra+2 y a "y " moles de SO 42-. La solución resultante contiene : [Ra+2] = "y " moles /l [SO4=] = "y " moles/l + 0,10 moles/l Kps = y . ( y + 0,10 ) = 4 . 10-11 Puesto que el Kps es muy pequeño, "y " es despreciable en comparación con 0,10 entonces: y + 0,10 0,10 y = 4 .10-11/ 0,10 = 4 . 10-10 mol/l Exprese este valor en gramos /100 ml Nótese que según el ejercicio anterior, el RaSO4 es menos soluble en una solución de Na2SO4 que en agua pura. Este es un ejemplo del efecto del ion común, es decir, que
la solubilidad de una sal iónica disminuye por la presencia de otro soluto que proporciona un ion en común. Cuanto mayor sea la concentración del ion común menor será la cantidad de RaSO4 que se puede disolver. EJERCICIO RESUELTO Calcular la solubilidad del Mg(OH)2 en : a) agua b) solución 0,050 M de NaOH Kps Mg(OH)2 = 8,9 . 10-12 a) Sea "x "el número de moles de Mg(OH)2 que se disuelven en 1 litro Mg(OH)2 <==============> Mg+2 + 2 OHEn la solución habrá "x" moles de Mg+2 y 2 x moles de OH- . Una cantidad muy pequeña de OH - se producen como resultado de la disociación del agua , pero debido a que es un electrolito muy débil, esa cantidad puede considerarse despreciable. En el equilibrio se tendrán : [Mg+2] = x moles/l
[OH-] = 2x moles/l
Kps = [Mg+2] . [OH-]2 = x . (2x)2 = 8,9 . 10-12 4 x3 = 8,9 . 10-12
x = 1,3 . 10-4
b) Sea "y "el número de moles de Mg(OH) 2 que se disuelven en cada litro de solución 0,050 M de NaOH, obteniéndose "y" moles de Mg+2 y 2 "y" moles de OH -. En consecuencia las concentraciones en el equilibrio serán : [Mg+2] = y moles/l
[OH-] = ( 2y + 0,050 ) moles/l
Kps = y . ( 2y + 0,50 )2 = 8,9 . 10-12 Debido al pequeño valor del Kps se puede suponer que "y "sea un número muy pequeño, por lo que se puede despreciar 2 "y" cuando se suma a 0,050 . y ( 0,050 ) 2 = 8,9 . 10-12
y = 3,6 10-9 M
Exprese las solubilidades obtenidas en gr./ 100 ml.
Nótese que cada exponente del producto iónico se aplica a la concentración del ion que se especifica dentro del corchete, sin importar de donde pr oviene dicho ion.
Una de las aplicaciones más útiles del producto de solubilidad es la de predecir si se va a formar o no un precipitado cuando se mezclan dos soluciones. Si después de la mezcla un producto iónico excede el Kps, entonces habrá precipitación. EJERCICIO RESUELTO Predecir si habrá precipitación, cuando 50 ml de solución de Ca(NO 3)2 5,0 . 10-4 M se mezclan con 50 ml. de NaF 2,0 . 10-4 M . Kps CaF2 = 1,7 . 10-10 Suponiendo que no se produce precipitación, las concentraciones de los iones se reducirán a la mitad: [Ca+2] = 2,5 . 10-4 M [F-] = 1,0 . 10-4 M Para determinar si se producirá la precipitación necesaria conocer si el PI excede o no al Kps . Para el equilibrio : CaF2 (s) <==========> Ca+2 + 2 FP I = [Ca+2] . [F-]2 = 2,5 . 10-4 . ( 1,0 . 10-4)2 = 2,5 . 10-12 P I < Kps por lo tanto la precipitación no se producirá . La solución que se obtiene es no saturada con respecto al CaF2 .
