Equilibrio de solubilidad (kps)

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Primera Edición - 2016 1
GUÍA DE EJERCICIOS Kps (EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD)
Área Química
Resultados de aprendizaje
Identifica, aplica y analiza conceptos básicos relacionados con equilibrio de solubilidad para la
resolución de ejercicios, desarrollando pensamiento lógico y sistemático.
Contenidos
1. Expresión de la constante de solubilidad.
2. Interpretación de la constante de solubilidad.
3. Formación de precipitado, a partir de la constante de solubilidad.
4. Formación de precipitado a partir de una mezcla de soluciones.
Debo saber
Antes de empezar a realizar estos ejercicios es importante que recordemos algunos conceptos:
La constante de equilibrio de solubilidad (Kps), indica que tan soluble es la sal en el agua. Las
especies que se encuentran en estado sólido no aparecen en la expresión de la constante de
solubilidad.
El producto de solubilidad de un compuesto es igual al producto de la concentración de los iones
involucrados en el equilibrio, cada una elevada a la potencia de su coeficiente en la ecuación de
equilibrio. El coeficiente de cada ion en la ecuación de equilibrio también es igual a su subíndice en
la fórmula química del compuesto.
La solubilidad es representada por la letra s para los iones, no olvidar que se debe tomar en cuenta
el coeficiente estequiométricos para cada ion formado.
La solubilidad de una sal se ve influenciada por la temperatura y también por la presencia de otra
sal, en general la solubilidad de una sal decrece cuando se agrega un soluto con un catión o un
anión común. El equilibrio se desplaza de acuerdo al principio de Le Chatelier.
Para poder predecir si se formará o no un precipitado en una determinada mezcla de disoluciones,
es necesario calcular el Q (producto de las concentraciones iniciales de los iones que formarán el
precipitado) y compararlo con el valor de Kps, teniendo en cuenta lo siguiente:
Si Q > Kps la precipitación ocurre hasta que Q=Kps
Si Q = Kps existe el equilibrio (disolución saturada)
Si Q < Kps el sólido se disuelve hasta que Q=Kps

Recuerda que:
pH= -log [H+]
Antilog –pH = [H+]
pH + pOH =14
Ejercicio 1: Escribir las ecuaciones de disociación y la expresión del producto de solubilidad (Kps)
para las siguientes sales: CaF2; PbSO4; AgCl; Fe(OH)3; Ag2CO3.
Estos son equilibrios en disolución o precipitación de compuestos iónicos. Estas reacciones son
heterogéneas. Los equilibrios de solubilidad pueden predecir cuantitativamente acerca de la
cantidad que se disolverá en un determinado compuesto. La magnitud de la constante expresa el
grado en que ocurre esta reacción en disolución.
CaF2 (s) Ca
+2
(ac) + 2 F
-
(ac) Kps = [Ca+2] ∙ [F−]2
PbSO4 (s) Pb
+2
(ac) + SO4
-2
(ac) Kps = [Pb+2] ∙ [SO4
−2
]
AgCl (s) Ag
+
(ac) + Cl
-
(ac) Kps = [Ag+] ∙ [Cl−]
Fe (OH)3(s) Fe
+3
(ac) + 3OH
-
(ac) Kps = [Fe+3] ∙ [OH−]3
Ag2CO3 (s) 2Ag
+
(ac) + CO3
-2
(ac) Kps = [Ag+]2
∙ [CO3
−2
]
Ejercicio 2: Se agita sulfato de barrio (BaSO4) en contacto con agua pura a 25°C durante varios días.
Cada día se extrae una muestra y se analiza la concentración de bario. Después de varios días la
concentración de bario es constante. La Ba+2
 es 1,04∙10-5
M. Cuál es la Kps para esta sal.
Se pide determinar el valor de la constante del producto de solubilidad (Kps) del sulfato de bario
(BaSO4), dando como dato la concentración en el equilibrio de Ba+2
. Para esto se tiene:
La ecuación de ionización para la sal (BaSO4):
BaSO4 (s) Ba+2
(ac) + SO4
-2
(ac)
Sabiendo que la solubilidad del ion Ba+2
es igual a la del ion SO4
-2
, la expresión de la Kps será:
Kps = [Ba+2] ∙ [SO4
−2
]
Reemplazando el valor los valores de las concentraciones en el equilibrio se tiene:
Kps = [Ba+2] ∙ [SO4
−2
]
Kps = (1,04 ∙ 10−5
) ∙ (1,04 ∙ 10−5
)
Kps = 1,08 ∙ 10−10

Ejercicio 3: La Kps para el Cu(N3)2 es 6,3∙10-10
. ¿Cuál es la solubilidad del Cu(N3)2 en agua en g/L?.
Se pide calcular la solubilidad del Cu y del (N3)2 a partir del valor de Kps de Cu(N3)2. La solubilidad de
una sustancia es la cantidad que puede disolverse en un disolvente, y la constante del producto de
la solubilidad (Kps) es una constante de equilibrio.
De acuerdo a la tabla de concentraciones se tiene:
Cu (N3)2 (s) Cu+2
(ac) + 2 N3
-
(ac)
Inicial (mol/L) - 0 0
Cambio (mol/L) - +s +2s
Equilibrio (mol/L) - s 2s
La expresión de la constante del producto de la solubilidad es:
Kps = [Cu+2] ∙ [N3
−
]2
Reemplazando los valores de la tabla y el valor de Kps:
6,3 ∙ 10−10
= 𝑠 ∙ (2𝑠)2
6,3 ∙ 10−10
= 4 𝑠3
𝑠3
=
6,3 ∙ 10−10
4
𝑠3
=
6,3 ∙ 10−10
4
𝑠 = √1,58 ∙ 10−10
3
𝑠 = 5,4 ∙ 10−4
mol/L
La solubilidad debe ser expresada en unidades de g/L, por lo tanto se debe determinar la masa
utilizando la masa molar de la sal. Sabiendo que la masa molar del Cu (N3)2 es 147,6 g/mol.
masa (g) = mol/L ∙ MM
masa (g) = 5,4 ∙ 10−4
mol/L ∙ 147,6 g/mol
masa (g) = 7,97 ∙ 10−2
g/L

La solubilidad molar es el número de moles del soluto que se disuelve durante la formación de un
litro de disolución saturada del soluto.
Ejercicio 4: Calcule la solubilidad de la sal CaF2 (Kps= 3,9.
10-11
) en una solución que contiene:
a) 0,010 M de Ca(NO3)2 b) 0,010 M de NaF.
a) La ecuación química que corresponde a la disolución de las sales serán:
Ca(NO3)2 (s) Ca +2
(ac) + 2NO3
-
(ac)
CaF2 (s) Ca +2
(ac) + 2F-
(ac)
b) En este caso el ion común es el Ca+2
. De acuerdo a la tabla de concentraciones se tiene:
Ca (NO3)2 (s) Ca
+2
(ac) + 2NO3
-
(ac)
Inicial (mol/L) 0,01 0 0
Cambio (mol/L) - +0,01 +0,02
Equilibrio (mol/L) - s 2s
CaF2 (s) Ca
+2
(ac) + 2F
-
(ac)
Inicial (mol/L) 0,01 0
Cambio (mol/L) - +0,01+s +2s
Equilibrio (mol/L) - 0,01+s 2s
Kps = [Ca+2] ∙ [F−]2
3,9 ∙ 10−11
= [0,01 + 𝑠] ∙ [2s]2
En este caso, es posible despreciar el valor de s en el factor (0,01 + s), ya que el valor de la Kps es
muy pequeño y la concentración es alta.
Kps = [Ca+2] ∙ [F−]2
3,9 ∙ 10−11
= [0,01] ∙ [4s2]
4𝑠2
=
3,9 ∙ 10−11
0,01
𝑠2
=
3,9 ∙ 10−11
4 ∙ 0,01
𝑠2
=
3,9 ∙ 10−11
0,04

𝑠2
= 8,86 ∙ 10−11
𝑠 = √8,86 ∙ 10−11
2
𝑠 = 3,1 ∙ 10−5
Entonces la solubilidad de la sal (CaF2) será de 3,1× 10-5
.
a) La ecuación química que corresponde a la disolución de las sales serán:
NaF (s) Na
+
(ac) + F
-
(ac)
CaF2 (s) Ca
+2
(ac) + 2F
-
(ac)
En este caso el ion común es el F-
. De acuerdo a la tabla de concentraciones se tiene:
NaF (s) Na
+
(ac) + F
-
(ac)
Inicial (mol/L) 0,01 0 0
Cambio (mol/L) - +0,01 +0,01
Equilibrio (mol/L) - s s
CaF2 (s) Ca
+2
(ac) + 2F
-
(ac)
Inicial (mol/L) - 0 0
Cambio (mol/L) - +s +0,01+2s
Equilibrio (mol/L) - s 0,01+2s
Kps = [Ca+2] ∙ [F−]2
3,9 ∙ 10−11
= [s] ∙ [0,01 + 2𝑠]2
En este caso, es posible despreciar el valor de 2s en el factor (0,01 + 2s), ya que el valor de la Kps es
muy pequeño y la concentración es alta.
3,9 ∙ 10−11
= s ∙ [0,01]2
3,9 ∙ 10−11
= s ∙ 0,0001
s =
3,9 ∙ 10−11
0,0001
s = 3,9 ∙ 10−7
Entonces la solubilidad de la sal será de 3,9×10-7
.

Ejercicio 5: Predecir la formación de un precipitado cuando se añaden 0,10 L de Pb(NO3)2
3,0 ×10-3
M a 0,40 L de Na2SO4 5,0 ×10-3
M. Kps (PbSO4)= 6,7∙10-7
Como las sales de sodio son muy solubles, por lo que se espera que el precipitado sea de PbSO4. Se
debe calcular la concentración de cada sal al realizar la mezcla, para esto se debe considerar el
volumen total.
Para poder predecir un precipitado es necesario determinar las concentraciones de todos los iones
después que se ha realizado la mezcla de las disoluciones, para luego comparar el valor del cociente
de la reacción Q con el valor de la constante de solubilidad Kps.
Para poder calcular las concentraciones de todos los iones, se debe calcular primero el volumen
total de la disolución:
Volumen total disolución = 0,1 L + 0,4 L
Volumen total disolución = 0,5 L
Calculando las concentraciones de todos los iones presentes en esta disolución, primero se
determina el número de moles, para luego calcular la concentración:
Pb (NO3)2 (ac) Pb+2
(ac) + 2NO3
-
(ac)
número de moles de Pb+2
= concentración (
moles
L
) ∙ volumen (L)
= 3,0 ∙ 10−3
(
moles
L
) ∙ 0,1 (L)
= 3,0 ∙ 10−4
moles de Pb+2
Por lo tanto la concentración de Pb+2
en la mezcla será:
Concentración de Pb+2
= [Pb+2] =
número de moles Pb+2
volumen (L) disolución
[Pb+2] =
3,0 ∙ 10−4
moles
0,5 (L)
[Pb+2] = 6,0 ∙ 10−4
M
En el caso del SO4
-2
se tiene:
Na2SO4 (ac) 2 Na +
(ac) + SO4
-2
(ac)
número de moles de SO4
−2
= concentración (
moles
L
) ∙ volumen (L)
número de moles de 𝑆𝑂4
−2
= 5,0 ∙ 10−3
(
moles
L
) ∙ 0,4 (L)

número de moles de SO4
−2
= 2,0 ∙ 10−3
moles de SO4
−2
Por lo tanto la concentración de SO4
-2
en la mezcla será:
Concentración de SO4
−2
= [ SO4
−2
] =
número de moles SO4
−2
volumen (L) disolución
[ SO4
−2
] =
2,0 ∙ 10−3
moles
0,5 (L)
[ SO4
−2
] = 4,0 ∙ 10−3
M
Sabiendo que:
PbSO4 (s) Pb +2
(ac) + SO4
-2
(ac)
La expresión del cociente de reacción es:
Q = [Pb+2] ∙ [SO4
−2
]
Reemplazando los valores de concentración se tiene:
Q = [Pb+2] ∙ [SO4
−2
]
Q = [6,0 ∙ 10−4
M] ∙ [4,0 ∙ 10−3
M]
Q = 2,4 ∙ 10−6
M
Sabiendo que la Kps del PbSO4 es 6,7×10-7
, entonces Q (2,4 ×10-6
) > que Kps (6,7 ×10-7
), lo que
quiere decir es que habrá precipitación de PbSO4.
Ejercicio 6: Cuál es la concentración mínima de OH-
que se debe añadir a una solución 0,010 M de
Ni (NO3)2 a fin de precipitar Ni(OH)2. Datos: (Kps Ni(OH)2= 1,6 ∙10-14
).
Se necesita calcular la concentración de OH-
, necesaria para poder hacer precipitar Ni(OH)2, a partir
de una solución de Ni(NO3)2, las reacciones involucradas serán:
Ni(NO3)2 Ni+2
+ 2 NO3
-
Ni(OH)2 Ni+2
+ 2 OH-
La expresión de la constante de solubilidad para el Ni(OH)2 será:
Kps = [Ni+2] ∙ [OH−]2
Reemplazando los valores de Kps y de la concentración de Ni+2
, se obtiene el valor de la
concentración de OH-
necesaria para que se produzca la precipitación de Ni(OH)2.

Kps = [Ni+2] ∙ [OH−]2
1,6 ∙ 10−14
= [0,01 M] ∙ [OH−]2
[OH−]2
=
1,6 ∙ 10−14
0,01
[OH−]2
= 1,6 ∙ 10−12
[OH−] = √1,6 ∙ 10−12
[OH−] = 1,26 ∙ 10−6
Este valor implica que la concentración de [OH-] debe ser mayor a 1,26 ×10-6
, para que precipite el
Ni(OH)2.
Ejercicio 7: La solubilidad molar de un compuesto iónico MX (masa molar 346 g/mol) es
4,63 ×10-3
g/L. ¿Cuál es la Kps del compuesto?
En este problema se pide calcular la constante de solubilidad (Kps) de un compuesto MX.
Si su reacción de equilibrio es:
MX (s) M +
(ac)+ X-
(ac)
Sabiendo su concentración se puede calcular la concentración molar usando la masa molar del
compuesto MX.
concentracion (M) =
4,63 ∙ 10−3
g/L
346 g/mol
concentracion (M) = 1,33 ∙ 10−5
M
MX (s) M +
(ac) + X-
(ac)
Inicial (mol/L) 1,33 × 10-5
0 0
Cambio (mol/L) - +s +s
Equilibrio (mol/L) - 1,33 ×10-5
1,33 × 10-5
La expresión para la constante de producto de solubilidad es:
Kps = [M+] ∙ [X−]
Kps = s ∙ s
Reemplazando el valor de s
Kps = 1,33 × 10−5
∙ 1,33 × 10−5
Kps = 1,77 ∙ 10−10

Ejercicio 8: El pH de una disolución saturada de un hidróxido metálico MOH es 9,68. Calcule la Kps
del compuesto.
Al igual que el ejercicio anterior, se pide determinar la constante de producto de solubilidad para
un determinado hidróxido. Se entrega como dato, el pH de la solución. A partir del valor de pH se
puede determinar la concentración de iones OH-
, para luego así determinar la concentración inicial
del hidróxido.
Sabiendo el valor del pH de la solución de hidróxido, se calcula el valor de pOH, debido a que se
está en presencia de una base. La correspondiente reacción de ionización es:
MOH(l) M+
(ac) + OH-
(ac)
De acuerdo a:
pH + pOH = 14
pOH = 14 − pH
Reemplazando:
pOH = 14 – 9,68
pOH = 4,32
Para poder calcular la concentración de OH-
se tiene:
Antilog − pOH = [OH−]
Antilog − 4,32 = [OH−]
[OH−] = 4,79 ∙ 10−5
M
MOH(l) M+
(ac) + OH-
(ac)
Inicial (mol/L) 4,79.
10-5
0 0
Cambio (mol/L) - +s +s
Equilibrio (mol/L) - 4,79.
10-5
4,79.
10-5
Kps = [M+] ∙ [OH−]
Kps = 𝑠 ∙ 𝑠
Reemplazando el valor de s
Kps = 4,79 ∙ 10−5
∙ 4,79 ∙ 10−5

Kps = 2,29 ∙ 10−9
Ejercicio 9: Se mezcla un volumen de 75 mL de NaF 0,060 M con 25 mL de Sr (NO3)2 0,15 M. Calcule
las concentraciones de NO3
-
, Na+
, Sr+2
y F-
en la disolución final. La Kps del SrF2 es 2,0 ×10-10
.
Para resolver el ejercicios debes calcular la cantidad de moles disponibles de cada sal y luego
realizar los cálculos estequiométricos según la reacción.
Calculo del número de moles para NaF y Sr(NO3)2
número de moles NaF = concentración (
moles
L
) ∙ volumen (L)
número de moles NaF = 0,060 (
moles
L
) ∙ 0,075 (L)
número de moles NaF = 4,5 ∙ 10−3
moles
número de moles Sr(NO3)2 = concentración (
moles
L
) ∙ volumen (L)
número de moles Sr(NO3)2 = 0,15 (
moles
L
) ∙ 0,025 (L)
número de moles Sr(NO3)2 = 3,75 ∙ 10−3
moles
La reacción es:
Sr(NO3)2 (ac) + 2NaF (ac) 2NaNO3 (ac)+ SrF2 (ac)
De acuerdo a la estequiometría de ésta reacción se tiene que por cada 1mol de Sr(NO3)2 se
necesitan 2 moles de NaF.
Realizando a través de cálculos estequiométricos, la cantidad de moles de Sr(NO3)2 que reaccionan
con NaF se tiene:
1 mol de Sr(NO3)2
2 moles de NaF
=
x moles Sr(NO3)2
4,5 ∙ 10−3moles de NaF
x moles Sr(NO3)2 =
1 mol de Sr(NO3)2 ∙ 4,5 ∙ 10−3
moles de NaF
2 moles de NaF
x moles Sr(NO3)2 = 2,25 ∙ 10−3
moles de Sr(NO3)2
Esto significa que para que los 4,5 ×10-3
moles de NaF reaccionen completamente (reactivo
limitante) se necesitan 2,25 × 10-3
moles de Sr(NO3)2, pero inicialmente se disponen de 3,75 ×10-3
moles de Sr(NO3)2, por lo tanto , quedan en exceso 1,5 ×10-3
moles de Sr(NO3)2.
Calculando la cantidad de moles de NaNO3 y SrF2 que se forman, sabiendo que el reactivo limitante
es el NaF se tiene:

2 mol de NaF
2 mol de NaNO3
=
4,50 ∙ 10−3
mol NaF
x mol de NaNO3
x moles NaNO3 = 4,50 ∙ 10−3
mol de NaNO3
2 mol de NaF
1 mol de SrF2
=
4,50 ∙ 10−3
mol NaF
x mol de SrF2
x mol SrF2 = 2,25 ∙ 10−3
mol de SrF2
Sabiendo que la Kps del SrF2 es 2,0 × 10-10
y la reacción de ionización de SrF2
SrF2 (s) Sr+2
(ac) + 2F-
(ac)
SrF2 (s) Sr+2
(ac) + 2F-
(ac)
Inicial (mol) 1,5.
10-3
0
Cambio (mol) - +s +2s
Equilibrio (mol) - 1,5.
10-3
+ s 2s
Kps = [Sr2+] ∙ [F−]2
Kps = (1,5 ∙ 10−3
+ s) ∙ (2s)2
Reemplazando el valor de Kps
2,0 ∙ 10−10
= (1,5 ∙ 10−3
+ 𝑠) ∙ (2𝑠)2
El valor de s del factor (1,5 × 10-3
+s) se puede despreciar debido a que la concentración es alta y la
Kps pequeña.
2,0 ∙ 10−10
= (1,5 ∙ 10−3
) ∙ (2𝑠)2
2,0 ∙ 10−10
= (1,5 ∙ 10−3
) ∙ (4𝑠2
)
2,0 ∙ 10−10
= 0,06 ∙ 𝑠2
𝑠2
=
2,0 ∙ 10−10
0,06
𝑠2
= 3,33 ∙ 10−8
𝑠 = √3,33 ∙ 10−8
𝑠 = 1,8 ∙ 10−4
moles

La ecuación de ionización de SrF2 es:
SrF2 (s) Sr+2
(ac) + 2F-
(ac)
De acuerdo a la ecuación de ionización se forman 2 moles de F- en un volumen de 100 ml (0, 1L), por
lo tanto para calcular la concentración molar de se tiene:
[F−] =
2 ∙ 1,8 ∙ 10−4
0,1L
[F−] = 3,6 ∙ 10−3
M
Calculando la concentración de Sr+2
:
[Sr+2] =
(1,5 ∙ 10−3
+ 5,77 ∙ 10−5
)
0,1L
[Sr+2] = 1,7 ∙ 10−2
M
La concentración de NaF será:
𝐂𝟏 ∙ 𝐕𝟏 = 𝐂𝟐 ∙ 𝐕𝟐
Reemplazando:
0,06 M ∙ 75 ml = C2 ∙ 100 ml
C2 =
0,06 M ∙ 75 ml
100 ml
C2 = [NaF] = 4,5 ∙ 10−2
M
La concentración de Sr(NO3)2 será:
𝐂𝟏 ∙ 𝐕𝟏 = 𝐂𝟐 ∙ 𝐕𝟐
Reemplazando:
0,15 M ∙ 25 ml = C2 ∙ 100 ml
C2 =
0,15 M ∙ 25 ml
100 ml
C2 = [Sr(NO3)2] = 3,8 ∙ 10−2
M
La ecuación de ionización de Sr (NO3)2 es:
Sr (NO3)2 (s) Sr+2
(ac) + 2NO3
-
(ac)

Calculando la concentración de NO3
-
se tiene:
[NO3
−
] = 2 ∙ 3,8 ∙ 10−2
M
[NO3
−
] = 7,6 ∙ 10−2
M
La ecuación de ionización de NaF es:
NaF Na+
+ F-
La concentración de Na+
se tiene:
[Na+] = 4,5 ∙ 10−2
M
Ejercicio 10: Si se añaden 20,0 mL de Ba (NO3)2 0,10M a 50,0 mL de Na2CO3 0,10 M ¿Precipitará el
BaCO3? Kps=8,1 ×10-9
.
Para poder determinar si se formará un precipitado, se debe determinar las concentraciones de
todos los iones después de mezclar las dos soluciones, para así poder calcular el valor de Q
(cociente de reacción) y comprarlo con el valor de Kps dado para la reacción.
Calculando el número de moles para Ba(NO3)2
número de moles Ba(NO3)2 = concentración (
moles
L
) ∙ volumen (L)
número de moles Ba(NO3)2 = 0,1 (
moles
L
) ∙ 0,020 (L)
número de moles Ba(NO3)2 = 2,0 ∙ 10−3
moles
Calculando la concentración de Ba(NO3)2
[Ba(NO3)2] =
2,0 ∙ 10−3
moles
0,07 L
[Ba(NO3)2] = 2,86 ∙ 10−2
M
Calculando el número de moles para Na2CO3
número de moles Na2CO3 = concentración (
moles
L
) ∙ volumen (L)
número de moles Na2CO3 = 0,1 (
moles
L
) ∙ 0,050 (L)
número de moles Na2CO3 = 5,0 ∙ 10−3
moles

Calculando la concentración de Na2CO3
[Na2CO3] =
5,0 ∙ 10−3
moles
0,07 L
[Na2CO3] = 7,14 ∙ 10−2
M
Ahora para calcular el valor de Q y sabiendo que la ecuación de ionización es:
BaCO3 (s) Ba+2
(ac) + CO3
-2
(ac)
Se tiene:
Q = [Ba+2] ∙ [CO3
−2
]
Reemplazando:
Q = [𝐵𝑎+2] ∙ [𝐶𝑂3
−2
]
Q = 2,86 ∙ 10−2
∙ 7,14 ∙ 10−2
Q = 2,04 ∙ 10−3
Al comparar el valor de Q con el valor de Kps de la reacción, se tiene que Q > Kps, esto implica que
la precipitación ocurre hasta que el valor de Q se iguale a Kps.
Ejercicio 11: El producto de solubilidad del PbBr2 es 8,9 ×10-6
. Determine la solubilidad molar:
a) En agua pura
PbBr2 (s) Pb+2
(ac) + 2Br- (ac)
Cambio (mol/L) - +s +2s
Kps = [Pb+2 ] ∙ [Br−]2
Kps = 𝑠 ∙ (2s)2
8,9 ∙ 10−6
= 𝑠 ∙ 4s2
8,9 ∙ 10−6
= 4𝑠3
4𝑠3
= 8,9 ∙ 10−6
𝑠3
=
8,9 ∙ 10−6
4
𝑠 = √2,23 ∙ 10−3
3
s = 1,3 ∙ 10−1
M

b) En disolución de KBr 0,2 M
KBr(s) K+
(ac) + Br- (ac)
Inicial (mol) 0,2 0 0
Equilibrio (mol) - 0,2 0,2
PbBr2 (s) Pb+2
(ac) + 2Br- (ac)
Inicial (mol) 0 0 0,2
Equilibrio (mol) - s 0,2+2s
Kps = [Pb+2 ] ∙ [Br−]2
Kps = 𝑠 ∙ (0,2 + 2s)2
Despreciando el valor de 2s del factor (0,2+2s)
8,9 ∙ 10−6
= 𝑠 ∙ ( 0,2)2
𝑠 =
8,9 ∙ 10−6
0,04
s = 2,2 ∙ 10−4
c) En una dilución de Pb (NO3)2 0,20 M
Pb (NO3)2 (s) Pb+2
(ac) + 2 NO3
-
(ac)
Inicial (mol) 0,2 0 0
Equilibrio (mol) - 0,2 0,2
PbBr2 (s) Pb+2
(ac) + 2Br- (ac)
Inicial (mol) 0 0,2 0
Equilibrio (mol) 0,2 +s 2s
Kps = [Pb+2 ] ∙ [Br−]2
8,9 ∙ 10−6
= (0,20 + 𝑠) ∙ (2𝑠)2
8,9 ∙ 10−6
= 0,20 ∙ 4𝑠2
8,9 ∙ 10−6
= 0,8 ∙ 𝑠2
𝑠2
=
8,9 ∙ 10−6
0,8
𝑠2
= 1,11 ∙ 10−5
𝑠 = √1,11 ∙ 10−5

𝑠 = 3,3 ∙ 10−3
𝑀
Ejercicio 12: Determine si los siguientes compuestos serán más solubles en agua o en una
disolución ácida: a) Ca(OH)2, b) Mg3(PO4)2, c) PbBr2.
En general un compuesto que contiene un anión básico (es decir, el anión de un ácido débil), su
solubilidad aumentaría conforme la disolución se vuelva más ácida.
La solubilidad de las sales ligeramente solubles que contienen aniones básicos aumenta al
incrementar la concentración de protones conforme baja el pH.
Entre más básico es el anión, mayor es la influencia del pH sobre la solubilidad.
a) Ca(OH)2, será más soluble en una solución ácida, debido al consumo de iones OH−
por la solución,
lo que desplazará el equilibrio hacia la derecha.
b) Mg3(PO4)2, será más soluble en una solución ácida, debido a que el ion fosfato proviene de un
ácido débil y por lo tanto reaccionará con el ácido para regenerar el ácido fosfórico, o los iones
intermedios.
C) PbBr2, esta sal le es indiferente, ya que proviene del ácido bromhídrico, que es un ácido fuerte y
por lo tanto queda en solución, por consiguiente su solubilidad será la misma en presencia de esta
sal o en agua pura.
La solubilidad de una sal ligeramente soluble (o poco soluble) disminuye con la presencia de un
segundo soluto que proporciona un ion común.

Responsables académicos
Comité Editorial PAIEP. Corregida por comité Editorial PAIEP. Si encuentra algún error favor
comunicarse a ciencia.paiep@usach.cl
Referencias y fuentes utilizadas
Chang, R.; College, W. (2002). Química. (7a. ed). México: Mc Graw-Hill Interamericana Editores S.A.
Valdebenito, A.; Barrientos, H.; Villarroel, M.; Azócar, M.I.; Ríos, E.; Urbina, F.; Soto, H. (2014).
Manual de Ejercicios de Química General para Ingeniería. Chile: Universidad de Santiago de Chile,
Facultad de Química y Biología.
Valdebenito, A.; Barrientos, H.; Azócar, M.I.; Ríos, E.; Urbina, F.; Soto, H. (2014). Manual de
Ejercicios de Química General para Carreras Facultad Tecnológica. Unidad I: Estequiometria. Chile:
Universidad de Santiago de Chile, Facultad de Química y Biología.

Equilibrio de solubilidad (kps)

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