QuímicaMedioCuestión · 1,5 pts

Solubilidad y precipitación

Andalucía · 2021 · Reserva 2

Enunciado

Bloque B · B6. Se prepara una disolución de

\text{Fe}(\text{OH})_2

en agua, quedando en el fondo del recipiente una parte del sólido sin disolver. Justifique cómo afecta a la solubilidad del compuesto:

a) La adición de

\text{FeCl}_2

.

b) Un aumento del pH.

c) La adición de agua.

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Resultado

\boxed{\;\textbf{a) disminuye} \;-\; \text{ion común } \text{Fe}^{2+}\;}

\boxed{\;\textbf{b) disminuye} \;-\; \text{ion común } \text{OH}^-, \text{ y al cuadrado en } K_s\;}

\boxed{\;\textbf{c) no cambia} \;-\; \text{la disolución se resatura; se disuelve más sólido}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Escribe el equilibrio y pregúntate en cada caso qué ion se está modificando:

\text{Fe}(\text{OH})_2(s) \rightleftharpoons \text{Fe}^{2+}(ac) + 2\,\text{OH}^-(ac) \qquad K_s = [\text{Fe}^{2+}]\,[\text{OH}^-]^2

Si la perturbación aporta uno de los dos iones del equilibrio, hay efecto del ion común y la solubilidad baja. Si no lo toca, hay que pensar de otro modo.

El apartado c) es el más sutil: añadir agua no aporta ningún ion común, pero tampoco cambia la solubilidad molar. Merece un razonamiento cuidadoso.

Desarrollo

a) La solubilidad DISMINUYE (efecto del ion común $\text{Fe}^{2+}$ ).

El cloruro de hierro(II) es soluble y se disocia por completo:

\text{FeCl}_2 \longrightarrow \text{Fe}^{2+} + 2\,\text{Cl}^-

Aporta ion común $\text{Fe}^{2+}$ . Al aumentar su concentración, el producto iónico supera momentáneamente a

K_s

y el sistema responde desplazándose hacia la izquierda: precipita más $\text{Fe}(\text{OH})_2$ .

Como

K_s

es constante a temperatura fija, la nueva solubilidad es:

s' = \frac{1}{2}\sqrt{\frac{K_s}{[\text{Fe}^{2+}]}} \;\;\xrightarrow{\;[\text{Fe}^{2+}] \uparrow\;}\;\; s' \downarrow

(El

\text{Cl}^-

es un espectador: no participa en el equilibrio y no influye.)

b) La solubilidad DISMINUYE (efecto del ion común $\text{OH}^-$ ).

Aumentar el pH significa, por definición, aumentar la concentración de hidroxilos:

\text{pH} \uparrow \;\Longleftrightarrow\; \text{pOH} \downarrow \;\Longleftrightarrow\; [\text{OH}^-] \uparrow

Y el

\text{OH}^-

es uno de los iones del equilibrio. Por Le Châtelier, el sistema se desplaza hacia el sólido y precipita más hidróxido:

s' = [\text{Fe}^{2+}] = \frac{K_s}{[\text{OH}^-]^2} \;\;\xrightarrow{\;[\text{OH}^-] \uparrow\;}\;\; s' \downarrow

El efecto es más acusado que en el apartado a), porque el hidroxilo entra al cuadrado: multiplicar

[\text{OH}^-]

por 10 divide la solubilidad entre 100.

Por ejemplo, con

K_s = 4{,}9\cdot 10^{-17}

(valor tabulado, no lo da el enunciado): en agua pura

s = \sqrt[3]{K_s/4} = 2{,}3\cdot 10^{-6}

M, mientras que a

\text{pH} = 10

(

[\text{OH}^-] = 10^{-4}

M) queda

s' = 4{,}9\cdot 10^{-17}/10^{-8} = 4{,}9\cdot 10^{-9}

M, unas quinientas veces menos.

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

(Y al revés: acidificar el medio disuelve el hidróxido, porque los

\text{H}^+

consumen los

\text{OH}^-

y desplazan el equilibrio hacia la derecha. Es el fundamento de la disolución de precipitados con ácidos.)

c) La solubilidad NO cambia; simplemente se disuelve más sólido.

Este apartado exige distinguir dos cosas que suelen confundirse:

La solubilidad ( $\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ ) es una concentración, y en una disolución saturada vale $s = \sqrt[3]{K_s/4}$ : solo depende de la temperatura.
La cantidad total disuelta (moles) sí aumenta, porque hay más disolvente.

Al añadir agua, todas las concentraciones se diluyen momentáneamente y el producto iónico cae por debajo de

K_s

Q < K_s \;\Longrightarrow\; \text{el equilibrio se desplaza a la } \textbf{derecha}

Se disuelve más sólido del fondo hasta que

Q

vuelve a igualar a

K_s

. Como sigue quedando sólido (lo dice el enunciado), la disolución se resatura y recupera exactamente la misma concentración de partida.

\boxed{s \text{ no varía} \;;\qquad n_{\text{disuelto}} \text{ aumenta}}

Si se añadiera tanta agua como para disolver todo el sólido, la disolución dejaría de estar saturada y entonces sí bajaría la concentración.

Consejo

El apartado c) es el que separa a quien entiende el concepto de quien memoriza fórmulas. Repítete la distinción:

> La solubilidad es una concentración, no una cantidad.

Mientras quede sólido en el fondo y la temperatura no cambie, la concentración de la disolución saturada es siempre la misma, se ponga el agua que se ponga.

Es exactamente el mismo razonamiento que hace que la cantidad de sólido no afecte a un equilibrio heterogéneo: lo que cuenta es que haya sólido, no cuánto.

Y en b), subraya el efecto del exponente 2: el ion común con coeficiente mayor es mucho más eficaz reduciendo la solubilidad. Es un detalle que se valora.