Cinética del equilibrio químico: Ley de acción de masas y constantes de equilibrio, Ejercicios de Química

¡Descarga Cinética del equilibrio químico: Ley de acción de masas y constantes de equilibrio y más Ejercicios en PDF de Química solo en Docsity! TEMA 6: EQUILIBRIO QUÍMICO 1. Definición de equilibrio químico Hasta ahora has trabajado con la idea de que al mezclar dos reactivos en unas condiciones favorables de presión y temperatura la reacción irá progresando hasta que se agote alguno de ellos. Este tipo de reacciones se denominan reacciones irreversibles, y ocurren en una única dirección. Tales reacciones se representan mediante una ecuación con una flecha (→). Un ejemplo es la reacción entre el hidróxido de calcio y el ácido clorhídrico: Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + 2 H2O (l) Sin embargo, la experiencia pone de manifiesto que la mayoría de las reacciones químicas son reacciones reversibles. Estas reacciones transcurren en ambos sentidos como consecuencia de la posibilidad que tienen los productos para reaccionar entre sí formando de nuevo reactivos. El equilibrio químico se alcanza cuando los reactivos y los productos se consumen y se forman al mismo tiempo. Las reacciones reversibles son aquellas en las que los reactivos no se transforman totalmente en productos, ya que éstos vuelven a formar los reactivos, dando lugar así a un proceso de doble sentido que desemboca en el equilibrio químico. Las reacciones reversibles se representan con una doble flecha (⇆) entre los dos miembros de la ecuación. 1.1. Explicación cinética del equilibrio Vamos a estudiar el equilibrio químico desde el punto de vista cinético, es decir, teniendo en cuenta las velocidades de reacción. Supongamos un recipiente vacío en el que se introduce cierta cantidad de dióxido de azufre, SO2, y oxígeno, O2. Se cierra el recipiente y se eleva la temperatura hasta 1000 K, manteniéndola constante. Comienza la reacción directa en la que se forma el trióxido de azufre, SO3: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) La velocidad de esta reacción, vd, disminuye con el tiempo, a la vez que lo hacen las concentraciones de SO2 y O2. A su vez, el SO3 formado se descompone, produciendo SO2 y O2. Esta es la reacción inversa, cuya velocidad, vi, aumenta con la concentración de SO3: 2 SO3 (g) → 2 SO2 (g) + O2 (g) Al cabo de cierto tiempo te, las velocidades de las dos reacciones, directa e inversa, llegan a ser iguales. A partir de este momento, las concentraciones de las tres sustancias permanecen indefinidamente constantes (figuras 1 y 2) De este modo se alcanza el estado de equilibrio químico. 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇆ 2 SO3 (g) El estado de equilibrio químico de una reacción reversible es el estado final del sistema en el que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales y las concentraciones de las sustancias que intervienen permanecen constantes. El equilibrio químico es un estado dinámico, ya que hay una incesante transformación química de las sustancias en los dos sentidos de la reacción reversible, a pesar de que las concentraciones de reactivos y productos se mantengan constantes, aunque no necesariamente iguales. 1.2. Equilibrios homogéneos y heterogéneos Una forma de clasificar los equilibrios es en función del estado de agregación en el que se encuentran los reactivos y los productos. Así tenemos equilibrios homogéneos y heterogéneos. Equilibrios homogéneos son aquellos en los que reactivos y productos se encuentran en la misma fase, es decir, en el mismo estado físico. Por ejemplo reacciones entre sustancias en estado gaseoso: H2 (g) + I2 (g) ⇆ 2 HI (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇆ 2 SO3 (g) También reacciones en disolución: CH3COOH (aq) + C2H5OH (aq) ⇆ CH3COOC2H5 (aq) + H2O (l) HNO2 (aq) ⇆ H* (aq) + NO2  (aq) Equilibrios heterogéneos son aquellos en los que reactivos y productos se encuentran en distinta fase, es decir, en distinto estado de físico. Por ejemplo, entre sustancias sólidas y gaseosas: Fe2O3 (s) + CO (g) ⇆ 2 FeO (s) + CO2 (g) Y también entre una disolución saturada y su precipitado: BaSO4 (s) ⇆ Ba2+ (aq) + SO4 2 (aq) En la primera parte del tema nos centraremos en el estudio de los equilibrios homogéneos, y en la última parte iniciaremos el estudio de los equilibrios heterogéneos. 2. La constante de equilibrio KC. Ley de acción de masas Las expresiones de las constantes de equilibrio son básicas para el estudio de los equilibrios químicos. Estudiaremos la constante de equilibrio KC en función de la concentración y la constante KP en función de la presión, y la relación entre ambas. Una vez definido el estado de equilibrio de una reacción reversible, vamos a analizar experimentalmente la variación de las concentraciones de los reactivos y los productos a lo largo de un proceso. Para ello realizamos tres experiencias, todas ellas a la misma temperatura, 1000 K. En la primera partimos solamente de reactivos; en la segunda, de reactivos y producto; y en la tercera, sólo de producto. 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇆ 2 SO3 (g) La tabla muestra, además de las concentraciones iniciales, las concentraciones alcanzadas en el equilibrio en cada experiencia. Un estudio de los datos manifiesta que: - El estado de equilibrio es independiente de la situación desde la que se parte. - Las concentraciones, una vez alcanzado el equilibrio, permanecen constantes con el tiempo. - Las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y de los productos no son siempre las mismas; dependen de sus concentraciones iniciales.        ba dc c BA DC Q 00 00    El valor del cociente de reacción, en un instante concreto, permitirá determinar si el sistema está en equilibrio o no, y predecir la tendencia del sistema. En resumen, si:  Qc < Kc., la reacción se desplaza hacia la derecha.  Qc = Kc., el sistema está en equilibrio  Qc > Kc., la reacción se desplaza hacia la izquierda. A.3. Para la reacción PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g), KC = 0,042 a 250º C. Si se llena un recipiente con estos gases, de manera que las concentraciones iniciales sean [PCl3] = 0,10 M; [Cl2] = 0,20 M y [PCl5] = 5,50 M, manteniendo la temperatura a 250º C ¿En qué sentido tendrá lugar la reacción? A.4. Al comienzo de una reacción en un reactor de 3,5 L a una temperatura de 200º C existen 0,249 moles de N2, 3,21·10-2 moles de H2 y 6.42·10-4 moles de NH3. Si el valor de la constante de equilibrio para el proceso de formación del amoníaco vale a esa temperatura KC = 0,65, indica si el sistema se encuentra en equilibrio y, en caso contrario, ¿qué es lo que debería ocurrir para que el sistema alcance el equilibrio? 2.4. Grado de disociación Al producirse una reacción de forma reversible, solo un porcentaje del reactivo habrá reaccionado, mientras el resto habrá quedado sin reaccionar. La constante de equilibrio de una reacción se utiliza para calcular, a partir de cualquier composición inicial, las concentraciones de los reactivos y productos que estarán presentes en el equilibrio. Una de las aplicaciones de la ley de equilibrio químico es, precisamente, el cálculo del rendimiento de una reacción química, es decir, el grado de desplazamiento del equilibrio hacia los productos, conocida Kc. Por ello, es importante definir el grado de disociación, en tanto por uno (o en tanto por ciento) de la siguiente forma: El grado de disociación en tanto por uno de un proceso químico es el cociente entre la cantidad de reactivo que ha reaccionado y la cantidad de reactivo inicial: Como es lógico, los valores α variarán entre 0 y 1. Los valores de α próximos a 1 indican que hay poca cantidad de reactivo sin disociar, es decir, que el equilibrio tendrá un alto rendimiento hacia la derecha; lo que correspondería con altos valores de KC. Mientras que los valores de α próximos al 0 indican la situación opuesta; habrá reaccionado muy poca cantidad de reactivo, el rendimiento será muy pequeño y se corresponderá con valores pequeños de KC. Podemos expresar la constante de equilibrio en función del grado de disociación, pero no existe una fórmula para la expresión que relaciona KC y α, por lo que debe encontrarse para cada reacción. A.5. Se introduce un mol de PCl5 en un recipiente de 10 L y, a cierta temperatura, se alcanza el equilibrio: PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g) cuando sólo quedan 0,30 moles de PCl5. a) Calcula la concentración del resto de las especies; b) ¿Cuál es el valor de la constante KC a esa temperatura? A.6. En un recipiente de 2 L, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0,1 mol de NO, 0,05 mol de H2 y 0,1 mol de agua. Se calienta hasta el equilibrio: 2 NO (g) + H2 (g) ⇆ N2 (g) + 2 H2O (g) Cuando se establece el equilibrio, la concentración de NO es 0,031 M. a) Calcula la concentración del resto de las especies; b) ¿Cuál es el valor de la constante KC a esa temperatura? A.7. En un matraz de reacción de 2,00 L se han colocado 0,10 moles de N2O4 a cierta temperatura y se alcanza el equilibrio N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g). Sabiendo que la constante Kc., a la temperatura de la experiencia, vale 0,58, calcula las concentraciones de las sustancias en el equilibrio. A.8. El equilibrio A + B ⇆ C + D tiene una KC = 2·10−2. Inicialmente tenemos una mezcla de 1 mol de A; 2 mol de B; 0,2 mol de C y 0,3 mol de D en un recipiente de 2 L. Responde: a) ¿Está en equilibrio el sistema inicial? Razona la respuesta; b) Si no está en equilibrio, indica hacia dónde se desplazará; c) Calcula la concentración de cada compuesto en el equilibrio. A.9. A cierta temperatura, la constante Kc. del equilibrio PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g) vale 0,00793. Calcula el grado de disociación del PCl5 a la temperatura dada sabiendo que inicialmente el matraz de reacción de 1,00 L contenía 3,13 g de PCl5. 3. La constante de equilibrio KP Hasta ahora hemos expresado la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares de las sustancias en equilibrio, constante que hemos denominado Kc. Ahora bien, cuando trabajamos con sustancias gaseosas en equilibrio, a veces puede ser dificultoso medir la concentración; resulta más fácil medir la presión parcial de cada gas. (Recordemos que la presión parcial de un gas en una mezcla de gases es la presión que ejercería este gas si ocupara él solo todo el volumen de la mezcla, a la misma temperatura). Si describimos la composición de una mezcla gaseosa en equilibrio químico mediante las presiones parciales de los componentes, hay que definir otra constante de equilibrio, KP. Su valor se puede expresar a partir de la ley de los gases ideales:   TRATR V n PTRnVP A AAA  donde: PA = presión parcial del gas A; [A] = concentración molar del gas A; R = constante de los gases; T = temperatura absoluta. En general, para un sistema en equilibrio homogéneo entre gases: a A (g) + b B (g) ⇆ c C (g) + d D (g) la constante de equilibrio en términos de las presiones parciales KP se define del modo siguiente: b B a A a A c C P PP PP K    Como sucede con KC, el valor de KP: - Es característico de cada equilibrio, pero depende de los coeficientes estequiométricos de la reacción. - Varía con la temperatura. - Es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos. 3.1. Relación entre las constantes KC y KP Para el sistema en equilibrio a A (g) + b B (g) ⇆ c C (g) + d D (g), las constantes KC y KP se expresan, respectivamente, de la forma siguiente:        ba dc c BA DC K  b B a A d D c C P PP PP K    Veamos la relación que existe entre ellas. Si consideramos cada uno de los gases A, B, C y D como ideales, se cumple que, a la temperatura constante T, las presiones parciales correspondientes valen:  RTART V n P A A   RTBRT V n P B B   RTCRT V n P C C   RTDRT V n P D D  Si sustituimos estos valores en la expresión de KP, obtenemos:                         n C n ba dc badc ba dc ba dc b B a A d D c C P RTKRT BA DC RT BA DC RTBRTA RTDRTC PP PP K      )()()( )()( )()( )( Si de la expresión anterior despejamos KC, obtendremos: n PC RTKK  )( En ambas expresiones, Δn = (c + d) – (a + b), es decir, Δn es la diferencia entre la suma de los coeficientes estequiométricos de los productos y la de los reactivos en la ecuación ajustada. En el caso de que Δn = 0, entonces KC = KP A.10. En un recipiente de 5 L se introducen 3,2 g de COCl2. A 300 K se establece el equilibrio: COCl2(g)  CO(g) + Cl2(g) , siendo el valor de la presión total del equilibrio de 180 mmHg. Calcule, en las condiciones del equilibrio: a) Las presiones parciales de los componentes del equilibrio. b) Las constante de equilibrio Kc y Kp A.11. El CO2 reacciona rápidamente a altas temperaturas con el H2S, según la reacción: CO2(g) + H2S(g) ⇆ COS(g) + H2O(g). En un experimento se colocaron 4,4 g de CO2 en una vasija de 2,5 L, a 337º C, y una cantidad suficiente de H2S para que la presión total una vez alcanzado el equilibrio, fuese de 10 atm. En la mezcla que se obtuvo, una vez alcanzado el equilibrio, existían 0,01 moles de agua. Determina: a) El número de moles de cada una de las especies en estado de equilibrio; b) Los valores de KC y KP. (Sol.: 0,09, 0,39; 0,01; 0,01; 2,85·10-3; 2,85·10-3) A.12. Al calentarse, el SO3 se descompone según el proceso: 2 SO3 (g) ⇆ 2 SO2 (g) + O2 (g). Si se calientan 1,6 g de SO3 en un recipiente de 2 L, a 800º C, se alcanza el equilibrio a 1,25 atm. Calcula el grado de disociación del SO3 y el valor de KC y KP en esas condiciones. (Sol.: 0,84; 0,12; 10,3) 3.2. Estudio termodinámico del equilibrio químico Las ecuaciones del cambio de energía libre y del cambio de energía libre estándar son, respectivamente: ∆G = ∆H − T∆S ∆G0 = ∆H0 − T∆S0 Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos → Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser una función de estado, vendrá dada por la ecuación: ∆G0 = G0 (productos) – G0 (reactivos), donde ∆G0 representa la variación de energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. La relación existente entre ambas magnitudes es: ∆G = ∆G0 + RT ln Q, donde: R = constante de los gases (8,31 J/mol K); T = temperatura absoluta de reacción; Q = cociente de reacción expresado en función de las presiones parciales. Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ∆G0 y RT ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de G0 es fijo, pero el valor de RT ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. En el equilibrio se define ∆G = 0 y Q = KP, con lo que: 0 = ∆G0 + RT ln KP → ∆G0 = − RT ln KP La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues relaciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de esta manera, se puede calcular KP si se conoce ∆G0, y viceversa, y además se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor será la constante de equilibrio. De acuerdo con lo dicho, la relación existente entre la variación de la energía libre en un proceso químico y la constante de equilibrio la podemos expresar por la ecuación:  Si disminuye la concentración de una sustancia, el sistema se desplaza en el sentido en que se produce dicha sustancia. Análisis del cociente de reacción      3 22 2 3 HN NH Q C   Si aumenta [H2], QC resulta menor que KC. Para restablecer el equilibrio, debe aumentar [NH3]: el sistema se desplazará a la derecha hasta que QC = KC. Si aumenta [NH3], QC resulta mayor que KC. Para restablecer el equilibrio, deben aumentar [N2] y [H2]: el sistema se desplazará a la izquierda hasta que QC = KC. En general, para un sistema del tipo A + B ⇆ C + D:  Si aumenta [C] o [D], o disminuye [A] o [B] → QC > KC. El sistema se desplaza hacia la izquierda.  Si disminuye [C] o [D], o aumenta [A] o [B] → QC < KC. El sistema se desplaza hacia la derecha. 5.2. Cambios de presión por variación de volumen A diferencia de los sólidos y de los líquidos, que son prácticamente incompresibles, los gases experimentan una gran variación de su volumen al cambiar la presión aplicada. A partir de la ecuación de los gases ideales, observamos que la presión P y la concentración molar n/V son directamente proporcionales: TR V n PTRnVP  En la expresión anterior vemos que, dado que n, R y T son constantes, una variación de la presión afecta al volumen y, por tanto, a la concentración molar. De igual forma, una variación de volumen afectará a la concentración molar y a la presión. La presión total de los gases en un sistema en equilibrio puede variarse modificando el volumen ocupado por el sistema. Esto se consigue, por ejemplo, desplazando un pistón móvil del que puede estar provisto el recipiente, o bien pasando la mezcla de reacción a otro recipiente de diferente volumen. Veamos cómo afectará al equilibrio de la síntesis del amoníaco un aumento de la presión total si se disminuye el volumen del recipiente que contiene el sistema y el sentido en que progresará para alcanzar un nuevo equilibrio bajo las nuevas condiciones. N2 (g) + 3 H2 (g) ⇆ 2 NH3 (g) Para ello aplicaremos el principio de Le Chatelier o bien analizaremos el cociente de reacción Q. Aplicación del principio de Le Chatelier El aumento de la presión, a temperatura constante, supone una disminución del volumen y un aumento de la concentración molar de los gases. En consecuencia, se incrementará el número de moléculas por unidad de volumen. Ante esta perturbación del equilibrio, el sistema lo restablecerá haciendo reaccionar las moléculas de N2 y de H2 para que, al formar NH3, disminuya el número de moléculas por unidad de volumen. El sistema se desplazará hacia la derecha.  Si aumenta la presión, el sistema se desplaza en el sentido en que hay disminución del número de moles de gas y, por tanto, de moléculas.  Si disminuye la presión, el sistema se desplaza en el sentido en que hay aumento del número de moles de gas y, por tanto, de moléculas. Si el número de moléculas fuera el mismo en los dos miembros de la ecuación (Δn = 0), el cambio de volumen no afectará al equilibrio. Análisis del cociente de reacción       2 2 3 2 3 2 3 22 2 3 3 22 2 3 )()( )( )()( )( V HnNn NHn V Hn V Nn V NHn HN NH Q C                          El aumento de la presión disminuye el valor de V y, por tanto, el de QC de modo que será QC < KC. Para que QC sea igual a KC, debe aumentar el cociente: )()( )( 2 3 2 3 2 HnNn NHn  Esto se consigue incrementando el número de moléculas de NH3 y disminuyendo el de N2 y H2. El sistema se desplazará hacia la derecha.  Si disminuyera la presión por aumento de V, aumentaría QC, de modo que sería QC>KC. Para restablecer el equilibrio y que sea QC = KC, debe disminuir el número de moléculas de NH3 y aumentar el de N2 y H2. El sistema se desplazará hacia la izquierda. 5.3. Cambios de temperatura La variación de la temperatura afecta profundamente a los sistemas en equilibrio, ya que modifica el valor de las constantes KC y KP. Consideremos de nuevo el sistema de síntesis del amoníaco: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇆ 2 NH3 (g) ΔH0 = – 92,6 kJ Esta variación de entalpía indica que la reacción directa, hacia la derecha, es exotérmica; por tanto, la reacción inversa, hacia la izquierda, será endotérmica, con una variación de entalpía igual a la anterior en valor absoluto. Veamos cómo afectará al sistema la variación de la temperatura, a presión constante, y en qué sentido se desplazará para restablecer el equilibrio. Aplicación del principio de Le Chatelier Si se proporciona calor al sistema, éste tiende a restablecer el estado de equilibrio absorbiendo el calor suministrado; para ello realizará preferentemente la reacción endotérmica. El sistema se desplazará hacia la izquierda. Si se absorbe calor del sistema disminuyendo la temperatura de éste, el sistema contrarrestará esta acción desprendiendo calor; para ello realizará la reacción exotérmica. El sistema se desplazará hacia la derecha. En general, podemos decir:  Si aumenta la temperatura, el sistema se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica.  Si disminuye la temperatura, el sistema se desplazará en el sentido de la reacción exotérmica. Análisis del cociente de reacción      3 22 2 3 HN NH Q C   Se sabe experimentalmente que, al elevar la temperatura, la constante KC aumenta si la reacción directa es endotérmica, y disminuye si la reacción directa es exotérmica. En el equilibrio de la síntesis del amoníaco, la reacción directa es exotérmica, en cuyo caso:  Si aumenta la temperatura, KC se hará menor que QC, por lo que éste debe disminuir. Para que esto ocurra, debe disminuir [NH3] y aumentar [N2] y [H3]. Este sistema lo logra desplazándose hacia la izquierda.  Si disminuye la temperatura, QC deberá aumentar, para lo cual tiene que aumentar [NH3] y disminuir [N2] y [H2]. El sistema se desplazará hacia la derecha. 5.4. La presencia de catalizadores Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de una reacción química, pero ¿cómo afectará la presencia de catalizadores al equilibrio? Los catalizadores no alteran el estado del equilibrio químico ni modifican la constante de equilibrio, ya que al disminuir la energía de activación del proceso, aumenta la velocidad de reacción directa en la misma proporción que la de la inversa. Por tanto, al añadir un catalizador a unas sustancias que no están en equilibrio, llegamos al mismo estado de equilibrio que en ausencia de catalizador, pero alcanzamos las concentraciones de equilibrio en menos tiempo. Como resumen podemos establecer la siguiente tabla: Si aumenta la concentración de una sustancia El sistema evoluciona en el sentido en que Se consume esa sustancia Si disminuye la concentración de una sustancia Aumenta esa sustancia Si aumenta la presión del sistema o disminuye su volumen Disminuye el número de partículas gaseosas Si disminuye la presión del sistema o aumenta su volumen Aumenta el número de partículas gaseosas Si aumenta la temperatura Tiene lugar el proceso endotérmico Si disminuye la temperatura Tiene lugar el proceso exotérmico A.16. A 650 K, la deshidrogenación del propan-2-ol para producir propanona, según la reacción: CH3-CHOH-CH3(g) CH3-CO-CH3(g) + H2(g) es una reacción endotérmica. Indique, razonadamente, si la constante de equilibrio de esta reacción: a) Aumenta al elevar la temperatura. b) Aumenta cuando se utiliza un catalizador. c) Aumenta al elevar la presión total, manteniendo constante la temperatura. A.17. Suponga el siguiente sistema en equilibrio: UO2(s) + 4 HF(g) UF4(g) + 2 H2O(g) Explique hacia donde se desplaza el equilibrio cuando: a) Se adiciona UO2(s) al sistema. b) Se elimina HF(g). c) Se aumenta la capacidad del recipiente de reacción. A.18. Dado el equilibrio: A2(g)  2 A(g) ∆H = 86 kJ Conteste razonadamente a las cuestiones siguientes: a) ¿Cómo hay que variar la temperatura para favorecer un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha? b) ¿Cómo influiría un aumento de presión en el valor de la constante Kp? c) ¿Cómo afectaría un aumento de presión en la disociación de A2? 6. Equilibrio de solubilidad Cuando tratamos de disolver una sustancia sólida (por ejemplo, sal) en un disolvente (por ejemplo, agua), comprobamos que, al principio, las partículas del sólido pasan al líquido y, en consecuencia, la cantidad del sólido disminuye. Si la cantidad de sólido es bastante grande, llega un momento en que ya no se disuelve más; se dice entonces que la disolución está saturada. En ese momento se ha alcanzado un equilibrio entre la sustancia disuelta y la que permanece en estado sólido; se trata de un equilibrio dinámico, en el que pasan a la disolución partículas de sólido en la misma extensión en las que vuelven al sólido partículas disueltas. El equilibrio de solubilidad es el equilibrio que se establece entre una sustancia sólida y esa sustancia disuelta en una disolución saturada. Si el sólido es un compuesto iónico, al disolverse se disociará en sus iones. Llamamos solubilidad (s) de un soluto en un disolvente a la concentración, en mol/L, que tiene el soluto dentro del disolvente cuando la disolución está saturada, medida a una temperatura determinada. Es, por tanto, la concentración máxima que se puede disolver a esa temperatura.