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T5: Equilibrio químico
Equilibrios de solubilidad
Problema
2025 · Extraordinaria · Titular
2B
Examen

La KsK_s del Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2} a 25∘C25 ^\circ\text{C} es 5⋅10−65 \cdot 10^{-6}.

a) A partir del equilibrio correspondiente, escriba la expresión del producto de solubilidad en función de la solubilidad molar.b) Razone si la solubilidad del Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2} en agua aumentará al añadir CaClX2\ce{CaCl2}c) Justifique si se producirá precipitado de Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2} en una disolución a 25∘C25 ^\circ\text{C} en la que [CaX2+]=10−1 M[\ce{Ca^{2+}}]= 10^{-1} \text{ M} y [OHX−]=10−2 M[\ce{OH^{-}}]= 10^{-2} \text{ M}.d) Razone cómo varía la solubilidad al disminuir el pH de una disolución de Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2}
Producto de solubilidadEfecto del ión común
a) El equilibrio de solubilidad del Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2} en disolución acuosa saturada y las concentraciones de las especies en función de la solubilidad molar (ss) se representan en la siguiente tabla:
Ca(OH)X2(s)⇌CaX2+(aq)+2 OHX−(aq) Inicioexceso00 Cambio−s+s+2s Equilibrioexcesos2s\begin{array}{lccc} & \ce{Ca(OH)2 (s)} & \rightleftharpoons & \ce{Ca^{2+} (aq)} & + & \ce{2 OH^{-} (aq)} \ \text{Inicio} & \text{exceso} & & 0 & & 0 \ \text{Cambio} & -s & & +s & & +2s \ \text{Equilibrio} & \text{exceso} & & s & & 2s \end{array}

La expresión del producto de solubilidad (KsK_s) en función de la solubilidad molar es:

Ks=[CaX2+]⋅[OHX−]2=(s)⋅(2s)2=4s3K_s = [\ce{Ca^{2+}}] \cdot [\ce{OH^{-}}]^2 = (s) \cdot (2s)^2 = 4s^3
b) La adición de CaClX2\ce{CaCl2}, una sal muy soluble, provoca un aumento de la concentración de iones CaX2+\ce{Ca^{2+}} en el medio. Según el Principio de Le Chatelier, al aumentar la concentración de uno de los productos, el sistema evolucionará desplazando el equilibrio hacia la izquierda (hacia la formación de sólido) para consumir el exceso de dicho ion. Como consecuencia, la solubilidad molar (ss) del Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2} disminuirá. Este fenómeno se conoce como efecto del ion común.c) Para determinar si se producirá precipitado, debemos calcular el cociente de reacción (QsQ_s) y compararlo con el valor de la constante de solubilidad (KsK_s):
Qs=[CaX2+]0⋅[OHX−]02=(10−1)⋅(10−2)2=10−1⋅10−4=10−5Q_s = [\ce{Ca^{2+}}]_0 \cdot [\ce{OH^{-}}]_0^2 = (10^{-1}) \cdot (10^{-2})^2 = 10^{-1} \cdot 10^{-4} = 10^{-5}

Al comparar los valores observamos que Qs(10−5)>Ks(5⋅10−6)Q_s (10^{-5}) > K_s (5 \cdot 10^{-6}). Dado que el cociente de reacción es mayor que la constante de equilibrio, el sistema se encuentra sobresaturado y se desplazará hacia la formación de reactivo sólido hasta alcanzar de nuevo el equilibrio. Por tanto, sí se producirá precipitado de Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2}.

d) Al disminuir el pH, aumenta la concentración de iones hidronio (HX3OX+\ce{H3O^+}). Estos iones reaccionan con los iones hidroxilo (OHX−\ce{OH^-}) presentes en el equilibrio de solubilidad mediante una reacción de neutralización:
HX3OX+(aq)+OHX−(aq)−>2 HX2O(l)\ce{H3O^+ (aq) + OH^{-} (aq)} -> \ce{2 H2O (l)}

Esta reacción consume los iones OHX−\ce{OH^-}, disminuyendo su concentración en la disolución. Según el Principio de Le Chatelier, ante la disminución de la concentración de un producto, el equilibrio se desplazará hacia la derecha para restablecer el valor de la constante. Este desplazamiento implica la disolución de una mayor cantidad de sólido, por lo que la solubilidad del Ca(OH)X2\ce{Ca(OH)2} aumentará.