Solubilidad y precipitación

a) Se añade agua: se disuelve más sólido, pero la concentración final no cambia.

Al diluir, las concentraciones de ambos iones bajan instantáneamente, de modo que$$Q = [\text{Ca}^{2+}][\text{F}^-]^2 < K_S$$La disolución deja de estar saturada y el sistema responde disolviendo parte del sólido del fondo hasta que $Q$ vuelve a igualar a $K_S$.

Conviene señalar el matiz que suele preguntarse: cuando se restablece el equilibrio, las concentraciones son las mismas que antes (la solubilidad molar $s$ no depende del volumen, solo de $K_S$ y de la temperatura). Lo que ha cambiado es la cantidad total disuelta: hay más moles en disolución y menos sólido en el fondo. Si se añadiera agua suficiente, el sólido acabaría desapareciendo por completo y la disolución dejaría de estar saturada.

b) Se añade $\text{CaF}_2(s)$: no ocurre nada apreciable.

El $\text{CaF}_2$ sólido es una fase pura: su actividad es constante y no interviene en la expresión de $K_S$. Añadir más no modifica las concentraciones de $\text{Ca}^{2+}$ ni de $\text{F}^-$, así que$$Q = K_S \qquad\text{(se mantiene)}$$El único efecto es que aumenta la cantidad de sólido depositado en el fondo. La disolución sigue saturada exactamente con las mismas concentraciones.

c) Se añade $\text{NaF}(s)$: precipita más $\text{CaF}_2$ (efecto del ion común).

El $\text{NaF}$ es soluble y se disocia por completo, aportando ion fluoruro, que es uno de los iones del equilibrio:$$\text{NaF} \longrightarrow \text{Na}^+ + \text{F}^-$$Al aumentar $[\text{F}^-]$:$$Q = [\text{Ca}^{2+}][\text{F}^-]^2 > K_S$$El sistema se desplaza hacia la izquierda, precipitando $\text{CaF}_2$ hasta recuperar la igualdad $Q = K_S$. Las consecuencias son:

• Disminuye la concentración de $\text{Ca}^{2+}$ en disolución.
• Aumenta la masa de sólido en el fondo.
• La solubilidad del $\text{CaF}_2$ se reduce: es el llamado efecto del ion común, un caso particular del principio de Le Châtelier.