Qué hace la calculadora del efecto del ion común
El efecto del ion común es la disminución de la solubilidad de un compuesto iónico poco soluble cuando la disolución ya contiene uno de sus propios iones. Esta calculadora toma el producto de solubilidad de una sal (Ksp), su estequiometría iónica y la concentración molar del ion compartido (común) ya disuelto, y devuelve la solubilidad molar reducida s′ — cuánta sal puede seguir disolviéndose. También indica la solubilidad en agua pura como referencia, para que veas con exactitud con qué fuerza el ion común empuja el equilibrio de vuelta hacia el sólido sin disolver.
Cómo usarla
Introduce el Ksp de la sal (se admite notación científica como 1.8e-10). Para una sal MxAy, fija el coeficiente del catión x y el coeficiente del anión y — para el AgCl ambos valen 1; para el CaF2 usa x = 1, y = 2. Escribe la concentración molar del ion que ya está presente y elige si ese ion común es el catión o el anión. El resultado muestra la solubilidad reducida y cuántas veces menor es que en agua pura.
La fórmula explicada
Una sal se disuelve según su equilibrio, y el producto de solubilidad fija el producto de las concentraciones iónicas:
$$K_{sp} = [M^{n+}]^x\,[A^{m-}]^y$$
En agua pura, liberando x cationes y y aniones por unidad fórmula, la solubilidad molar es
$$s = \left( \frac{ K_{sp} }{ x^x\,y^y } \right)^{1/(x+y)}$$
Cuando ya hay un ion común a la concentración C, la concentración de ese ion viene determinada principalmente por C y no por la sal que se disuelve (principio de Le Châtelier). Suponiendo que el ion añadido domina — es decir, que C es mucho mayor que la cantidad adicional aportada al disolverse — la solubilidad reducida para un anión común es
$$s' = \left( \frac{ K_{sp} }{ x^x\,C^y } \right)^{1/x}$$
y para un catión común es
$$s' = \left( \frac{ K_{sp} }{ C^x\,y^y } \right)^{1/y}$$
Ejemplo resuelto
El cloruro de plata (AgCl, x = 1, y = 1) tiene Ksp = 1.8 × 10−10. En agua pura su solubilidad es s = √(1.8 × 10−10) ≈ 1.34 × 10−5 mol/L. Ahora disuélvelo en cloruro de sodio 0.10 M, de modo que el anión común Cl− ya está a 0.10 M:
$$s' = \frac{ 1.8\times10^{-10} }{ 0.10 } = 1.8\times10^{-9}\ \text{M}$$
El fondo de cloruro reduce la solubilidad del cloruro de plata unas 7450 veces — de aproximadamente 1.3 × 10−5 M a 1.8 × 10−9 M.
Preguntas frecuentes
¿Por qué añadir un ion común reduce la solubilidad? Por el principio de Le Châtelier, aumentar la concentración de un ion producto desplaza el equilibrio de disolución de vuelta hacia el sólido sin disolver, así que se disuelve menos sal. El producto de las concentraciones iónicas debe seguir siendo igual a Ksp, por lo que si un ion se ve forzado a subir, el otro debe bajar.
¿Esto supone que el ion común está mucho más concentrado que la sal que se disuelve? Sí. Usa la aproximación estándar de que la concentración de ion común añadido C fija la concentración total de ese ion, lo cual es preciso siempre que C sea mucho mayor que la solubilidad reducida de la sal, que es el caso habitual. Cuando C es comparable a la solubilidad en agua pura, toma el resultado como una estimación aproximada.
¿Qué valor introduzco para la concentración del ion común? Usa la molaridad del ion compartido aportado por la otra fuente, totalmente soluble. Para el AgCl en NaCl 0.10 M el ion común es Cl− a 0.10 M; para el PbCl2 en Pb(NO3)2 0.20 M el ion común es Pb2+ a 0.20 M.
