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Kps significa "producto de solubilidad" o "equilibrio de solubilidad". Es la constante de equilibrio de la reacción en la que una sal sólida se disuelve para dar sus iones constituyentes en solución. |
Kps significa "producto de solubilidad" o "equilibrio de solubilidad". Es la constante de equilibrio de la reacción en la que una sal sólida se disuelve para dar sus iones constituyentes en solución. |
Revisión del 21:36 9 nov 2009
Equilibrio de solubilidad es cualquier tipo de relación de equilibrio químico entre los estados sólido y disuelto de un compuesto en la saturación.
Kps significa "producto de solubilidad" o "equilibrio de solubilidad". Es la constante de equilibrio de la reacción en la que una sal sólida se disuelve para dar sus iones constituyentes en solución.
Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidad de sustancias en condiciones específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que las constantes lo son menos).
La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. La mayor parte de las veces, el agua es el disolvente de interés, aunque los mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente.
Compuestos no iónicos
La disolución de un "sólido orgánico" puede describirse como un equilibrio entre la sustancia en sus formas sólida y disuelta:
Una expresión del equilibrio para esta reacción puede escribirseser escrita, como para cualquier reacción química (productos dividio por los reactivos):
donde K se denomina constante de equilibrio (o constante de solubilidad). Las llaves indican la actividad. La actividad de un sólido puro es, por definición, la unidad. Si la actividad de la sustancia en disolución es constante (es decir, no afectada por cualesquiera otros solutos que puedan estar presentes) se puede reemplazar por la concentración, aunque omitiendo las dimensiones de las medidas de concentración utilizadas. Las actividades son cantidades adimensionales que se obtienen dividiendo la medida de la concentración por un estándar de concentración distinta de cero.
Los corchetes significan la concentración molar, que se denominada molaridad con el símboloM).
Esta expresión señala que el agua en equilibrio con azúcar sólido contiene una concentración igual aK. Para el azúcar de mesa (sacarosa) a 25 °C, K = 1,971 cuando la concentración estándar se toma como 1 mol/L. (Esta solución es muy concentrada, la sacarosa es muy soluble en agua.). Esta es la máxima cantidad de azúcar que puede disolverse a 25 °C, la solución está "saturada". Si la concentración es inferior a la saturación, puede disolverse más cantidad de azúcar hasta que la solución alcanza la saturación, o hasta todo el sólido se haya consumido. Si hay más cantidad de azúcar presente que la permitida por la expresión de la constante de solubilidad, entonces la disolución está "sobresaturada" y sólido precipitará hasta que se alcance la concentración de saturación. Este proceso puede ser lento, la expresión de la constante de equilibrio describe las concentraciones cuando el sistema de alcance el equilibrio, no lo rápido que se llega al mismo.
Compuestos iónicos
Los compuestos iónicos normalmente se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. Por ejemplo, para el sulfato de calcio:
Como en el ejemplo anterior, la expresión del equilibrio es:
donde “K” es la llamada constante de equilibrio (o solubilidad) y las llaves indican la actividad.
La actividad de un sólido puro es, por definición, igual a uno. Cuando la solubilidad de la sal es muy baja los coeficientes de actividad de los iones en solución también serán iguales a uno y esta expresión se reduce a la expresión del “producto de solubilidad”.
Esta expresión dice que una solución acuosa en equilibrio con sulfato de calcio sólido ("saturada") el sulfato de calcio sólido tiene unas las concentraciones de estos dos iones tal que su producto iguala a 'Ksp; para el sulfato de calcio 'Ksp = Error de Lua en Módulo:Val en la línea 269: attempt to call local 'lookup' (a nil value).. Si la solución contiene sólo sulfato de calcio, y las condiciones son tales que las especies disueltas son sólo Ca2+
Plantilla:Y chem, entonces la concentración de cada ion (y la solubilidad total del sulfato de calcio) es
Cuando una solución se disocia en partes desiguales como en:
- ,
entonces la determinación de la solubilidad de la Ksp es ligeramente más difícil:
Llamando "x" a la concentración de iones Ca2+ en moles por litro, que es equivalente a la solubilidad del hidróxido de calcio:
Generalmente, para la reacción de disolución:
la solubilidad y el producto de solubilidad están relacionados mediante la ecuación:
- donde:
- n es el número total de moles en el lado derecho, p.e., x+y, sin dimensiones
- x es el número de moles del catión, sin dimensiones
- y es el número de moles del anión, sin dimensiones
- Ksp es el producto de solubilidad, (mol/kg)n
- C es la solubilidad de A expresada como cociente de una masa del soluto A en una cantidad de disolvente (kg de A por kg de disolvente)
- MM es la masa molecular del compuesto A, kg/mol.
Así mismo, la anterior ecuación asume que la disolución ocurre en el disolvente puro (ningún efecto de ion común), que no hay complejación o hidrólisis (p. ej., sólo iones B p+ y C q- están presentes en solución), y que las concentraciones son suficientemente bajas para que los coeficientes de actividad se tomen como la unidad.
Efecto del ion común
El efecto del ion común se refiere al hecho de que el equilibrio de solubilidad cambia de acuerdo con el Principio de Le Chatelier. En el anterior ejemplo, la adición de iones sulfato a una solución saturada de sulfato de calcio causa que precipite CaSO4 hasta que la concentración de los iones en solución sea tal que vuelvan a satisfacer el producto de solubilidad. (La adición de iones de sulfato puede, por ejemplo, lograrse por añadiendo una sal muy soluble, como Na2 SO4.)
Efecto salino
El efecto salino [1] se refiere al hecho que la presencia de otra sal, aun cuando no haya ningún ion común, tiene un efecto sobre la fuerza iónica de la solución y por lo tanto sobre los coeficientes de actividad de los iones, de modo que la solubilidad cambia aun cuando la Ksp permanezca constante (asumiendo que la actividad de los sólidos continua siendo la unidad).
Efecto de la especiación
En disolución, sales típicamente iónicas se disocian en sus iones constituyentes, pero los iones pueden formar otras especies en solución. En la especiación, la solubilidad aumenta siempre, aunque el producto de solubilidad no cambia. Por ejemplo, el equilibrio de solubilidad del carbonato de calcio puede expresarse por:
Ahora bien, si las condiciones (por ejemplo, pH) son tales que aparecen en la solución otras especies de carbonato (o de calcio), (por ejemplo, ión bicarbonato, HCO3-), entonces la solubilidad del sólido aumentará aunque el producto de solubilidad se mantiene constante.
Del mismo modo, si un agente complejante, por ejemplo, EDTA, está presente en la solución, la solubilidad aumentará debido a la formación de complejos de calcio (un complejo tiene una identidad química diferente que el ión Ca2+ no complejado y por lo tanto no interviene en el equilibrio de solubilidad).
Para predecir correctamente la solubilidad de un determinado producto soluble, es necesario conocer la especiación (o evaluada, al menos aproximadamente). El hecho de no hacerlo es un problema común y puede conducir a grandes errores.
Efectro de fase
Los equilibrios se definen para fases cristalinas específicas. Por lo tanto, el producto de solubilidad se espera que sea diferente en función de la fase del sólido. Por ejemplo, la aragonita y la calcita tendrán diferentes productos de solubilidad a pesar de que ambos tienen la misma identidad química (carbonato de calcio). Sin embargo, en determinadas condiciones, lo más probable es que sólo una fase sea termodinámicamente estables y por lo tanto esta fase entra en un verdadero equilibrio.
Efecto del tamaño de partícula
La constante termodinámica de solubilidad se define para monocristales grandes. La solubilidad aumenta con el tamaño decreciente de las partículas de soluto (o gotitas) debido a la energía adicional de superficie. Este efecto es generalmente pequeño a menos que las partículas sean muy pequeñas, generalmente menores de 1 μm. El efecto del tamaño de partícula en la constante de solubilidad constante se puede cuantificar como sigue:
dónde es la constante de solubilidad de las partículas de soluto con un área superficial molar A, es la constante de solubilidad de la sustancia cuando el área superficial molar tiende a cero (es decir, cuando las partículas son grandes), γ es la tensión superficial de las partículas del soluto en el disolvente, Am es el área superficial molar del soluto (en m2/mol), R es la constante universal de los gases ideales, y T es la temperatura absoluta[2].
Efectos de temperatura
La solubilidad es sensible a los cambios en la temperatura. Por ejemplo, el azúcar es más soluble en agua caliente que en agua fría. Esto ocurre debido a que las constantes de solubilidad, como otros tipos de constante de equilibrio, son función de la temperatura. De acuerdo con el Principio de Le Chatelier, cuando el proceso de disolución es endotérmico (se absorbe calor), la solubilidad aumenta con la temperatura, pero cuando el proceso es exotérmico (se libera calor) solubilidad disminuye con la temperatura.[3] Sin embargo, dado que cuando un sólido se disuelve hay un cambio favorable de entropía, muchos sólidos serán más solubles con el aumento de la temperatura, independientemente del principio de Le Chatelier. La ecuación de la Energía libre de Gibbs expresa la visión global de este problema.
Constantes de solubilidad
Las constantes de solubilidad se han determinado experimentalmente para un gran número de compuestos y las tablas están disponibles fácilmente. Para los compuestos iónicos las constantes se llaman "productos de solubilidad". Las unidades de concentración se supone que son molar a menos que se indique lo contrario. La solubilidad suele aparecer en unidades de gramos (disueltos) por litro de agua.
Algunos valores[4] a 25°C:
- Carbonato de bario: 2.60×10−9
- Cloruro de cobre (I): 1.72×10−7
- Sulfato de plomo (II): 1.81×10−8
- Carbonato de magnesio: 1.15×10−5
- Cloruro de plata: 1.70×10−10
- Bromuro de plata: 7.7×10−13
- Hidróxido de calcio: 8.0×10−6
See also
Tabla
Plantilla:Chembox header align="center" colspan="5"| Tabla de productos de solubilidad | ||||
---|---|---|---|---|
Compuesto | Fórmula | Temperatura | Ksp | Fuente (legenda más abajo) |
Hidróxido de aluminio anhidro | Al(OH)3 | 20°C | 1.9×10–33 | L |
Hidróxido de aluminio anhidro | Al(OH)3 | 25°C | 3×10–34 | w1 |
Hidróxido de aluminio trihidrato | Al(OH)3.3H2O | 20°C | 4×10–13 | C |
Hidróxido de aluminio trihidrato | Al(OH)3.3H2O | 25°C | 3.7×10–13 | C |
Fosfato de aluminio | AlPO4 | 25°C | 9.84×10–21 | w1 |
Bromato de bario | Ba(BrO3)2 | 25°C | 2.43×10–4 | w1 |
Carbonato de bario | BaCO3 | 16°C | 7×10–9 | C, L |
Carbonato de bario | BaCO3 | 25°C | 8.1×10–9 | C, L |
Cromato de bario | BaCrO4 | 28°C | 2.4×10–10 | C, L |
Fluoruro de bario | BaF2 | 25.8°C | 1.73×10–6 | C, L |
Iodato de bario dihidrato | Ba(IO3)2.2H2O | 25°C | 6.5×10–10 | C, L |
Oxalato de bario dihidrato | BaC2O4.2H2O | 18°C | 1.2×10–7 | C, L |
Sulfato de bario | BaSO4 | 18°C | 0.87×10–10 | C, L |
Sulfato de bario | BaSO4 | 25°C | 1.08×10–10 | C, L |
Sulfato de bario | BaSO4 | 50°C | 1.98×10–10 | C, L |
Hidróxido de berilio | Be(OH)2 | 25°C | 6.92×10–22 | w1 |
Carbonato de cadmio | CdCO3 | 25°C | 1.0×10–12 | w1 |
Hidróxido de cadmio | Cd(OH)2 | 25°C | 7.2×10–15 | w1 |
Oxalato de cadmio trihidrato | CdC2O4.3H2O | 18°C | 1.53×10–8 | C, L |
Fosfato de cadmio | Cd3(PO4)2 | 25°C | 2.53×10–33 | w1 |
Sulfuro de cadmio | CdS | 18°C | 3.6×10–29 | C, L |
Carbonato de calcio calcita | CaCO3 | 15°C | 0.99×10–8 | C, L |
Carbonato de calcio calcita | CaCO3 | 25°C | 0.87×10–8 | C, L |
Carbonato de calcio calcita | CaCO3 | 18-25°C | 4.8×10–9 | P |
Cromato de calcio | CaCrO4 | 18°C | 2.3×10–2 | L |
Fluoruro de calcio | CaF2 | 18°C | 3.4×10–11 | C, L |
Fluoruro de calcio | CaF2 | 25°C | 3.95×10–11 | C, L |
Hidróxido de calcio | Ca(OH)2 | 18°C-25°C | 8×10–6 | P |
Hidróxido de calcio | Ca(OH)2 | 25°C | 5.02×10–6 | w1 |
Iodato de calcio hexahidrato | Ca(IO3)2.6H2O | 18°C | 6.44×10–7 | L |
Oxalato de calcio monohidrato | CaC2O4 | 18°C | 1.78×10–9 | C, L |
Oxalato de calcio monohidrato | CaC2O4 | 25°C | 2.57×10–9 | C, L |
Fosfato de calcio | Ca3(PO4)2 | 25°C | 2.07×10–33 | w1 |
Sulfato de calcio | CaSO4 | 10°C | 6.1×10–5 | C, L |
Sulfato de calcio | CaSO4 | 25°C | 4.93×10–5 | w1 |
Tartrato de calcio dihidrato | CaC4H4O6.2H2O | 18°C | 7.7×10–7 | C, L |
Hidróxido de cromo (II) | Cr(OH)2 | 25°C | 2×10–16 | w2 |
Hidróxido de cromo (III) | Cr(OH)3 | 25°C | 6.3×10–31 | w2 |
Hidróxido de cobalto (II) | Co(OH)2 | 25°C | 1.6×10–15 | w2 |
Sulfuro de cobalto (en la forma menos soluble) | CoS | 18°C | 3×10–26 | C, L |
Sulfuro de cobalto (en la forma más soluble) | CoS | 18°C-25°C | 10–21 | P |
Carbonato de cobre | CuCO3 | 25°C | 1×10–10 | P |
Hidróxido de cobre (II) | Cu(OH)2 | 18°C-25°C | 6×10–20 | P |
Hidróxido de cobre (II) | Cu(OH)2 | 25°C | 4.8×10–20 | w1 |
Iodato de cobre (II) | Cu(IO3)2 | 25°C | 1.4×10–7 | C, L |
Oxalato de cobre (II) | CuC2O4 | 25°C | 2.87×10–8 | C, L |
Sulfuro de cobre (II) | CuS | 18°C | 8.5×10–45 | C, L |
Bromuro de cobre (I) | CuBr | 18°C-20°C | 4.15×10–8 | C |
Cloruro de cobre (I) | CuCl | 18°C-20°C | 1.02×10–6 | C |
Hidróxido de cobre (I) (en equilib. con Cu2O + H2O) |
Cu(OH) | 25°C | 2×10–15 | w1 |
Ioduro de cobre (I) | CuI | 18°C-20°C | 5.06×10–12 | C |
Sulfuro de cobre (I) | Cu2S | 16°C-18°C | 2×10–47 | C, L |
Tiocianato de cobre (I) | CuSCN | 18°C | 1.64×10–11 | C, L |
Hidróxido de hierro (III) | Fe(OH)3 | 18°C | 1.1×10–36 | C, L |
Carbonato de hierro (II) | FeCO3 | 18°C-25°C | 2×10–11 | P |
Hidróxido de hierro (II) | Fe(OH)2 | 18°C | 1.64×10–14 | C, L |
Hidróxido de hierro (II) | Fe(OH)2 | 25°C | 1×10–15; 8.0×10–16 | P; w2 |
Oxalato de hierro (II) | FeC2O4 | 25°C | 2.1×10–7 | C, L |
Sulfuro de hierro (II) | FeS | 18°C | 3.7×10–19 | C, L |
Bromuro de plomo (II) | PbBr2 | 25°C | 6.3×10–6; 6.60×10–6 | P; w1 |
Carbonato de plomo (II) | PbCO3 | 18°C | 3.3×10–14 | C, L |
Cromato de plomo (II) | PbCrO4 | 18°C | 1.77×10–14 | C, L |
Cloruro de plomo (II) | PbCl2 | 25.2°C | 1.0×10–4 | L |
Cloruro de plomo (II) | PbCl2 | 18°C-25°C | 1.7×10–5 | P |
Fluoruro de plomo (II) | PbF2 | 18°C | 3.2×10–8 | C, L |
Fluoruro de plomo (II) | PbF2 | 26.6°C | 3.7×10–8 | C, L |
Hidróxido de plomo (II) | Pb(OH)2 | 25°C | 1×10–16; 1.43×10–20 | P; w1 |
Iodato de plomo (II) | Pb(IO3)2 | 18°C | 1.2×10–13 | C, L |
Iodato de plomo (II) | Pb(IO3)2 | 25.8°C | 2.6×10–13 | C, L |
Ioduro de plomo (II) | PbI2 | 15°C | 7.47×10–9 | C |
Ioduro de plomo (II) | PbI2 | 25°C | 1.39×10–8 | C |
Oxalato de plomo (II) | PbC2O4 | 18°C | 2.74×10–11 | C, L |
Sulfato de plomo (II) | PbSO4 | 18°C | 1.6×10–8 | C, L |
Sulfuro de plomo (II) | PbS | 18°C | 3.4×10–28 | C, L |
Carbonato de litio | Li2CO3 | 25°C | 1.7×10–3 | C, L |
Fluoruro de litio | LiF | 25°C | 1.84×10–3 | w1 |
Fosfato de litio | Li3PO4 | 25° | 2.37×10–4 | w1 |
Fosfato de amonio y magnesio | MgNH4PO4 | 25°C | 2.5×10–13 | C, L |
Carbonato de magnesio | MgCO3 | 12°C | 2.6×10–5 | C, L |
Fluoruro de magnesio | MgF2 | 18°C | 7.1×10–9 | C, L |
Fluoruro de magnesio | MgF2 | 25°C | 6.4×10–9 | C, L |
Hidróxido de magnesio | Mg(OH)2 | 18°C | 1.2×10–11 | C, L |
Oxalato de magnesio | MgC2O4 | 18°C | 8.57×10–5 | C, L |
Carbonato de manganeso (II) | MnCO3 | 18°C-25°C | 9×10–11 | P |
Hidróxido de manganeso (II) | Mn(OH)2 | 18°C | 4×10–14 | C, L |
Sulfuro de manganeso (rosa) | MnS | 18°C | 1.4×10–15 | C, L |
Sulfuro de manganeso (verde) | MnS | 25°C | 10–22 | P |
Bromuro de mercurio (II) | HgBr2 | 25°C | 8×10–20 | L |
Cloruro de mercurio (II) | HgCl2 | 25°C | 2.6×10–15 | L |
Hidróxido de mercurio (II) (en equilib. con HgO + H2O) |
Hg(OH)2 | 25°C | 3.6×10–26 | w1 |
Ioduro de mercurio (II) | HgI2 | 25°C | 3.2×10–29 | L |
Sulfuro de mercurio (II) | HgS | 18°C | 4×10–53 to 2×10–49 | C, L |
Bromuro de mercurio (I) | HgBr | 25°C | 1.3×10–21 | C, L |
Cloruro de mercurio (I) | Hg2Cl2 | 25°C | 2×10–18 | C, L |
Ioduro de mercurio (I) | HgI | 25°C | 1.2×10–28 | C, L |
Sulfato de mercurio (I) | Hg2SO4 | 25°C | 6×10–7; 6.5×10–7 | P; w1 |
Hidróxido de níquel (II) | Ni(OH)2 | 25°C | 5.48×10–16 | w1 |
Sulfuro de níquel (II) | NiS | 18°C | 1.4×10–24 | C, L |
Sulfuro de níquel (II) (en la forma menos soluble) | NiS | 18°C-25°C | 10–27 | P |
Sulfuro de níquel (II) (en la forma más soluble) | NiS | 18°C-25°C | 10–21 | P |
tartrato ácido de potasio | KHC4H4O6 | 18°C | 3.8×10–4 | C, L |
Perclorato de potasio | KClO4 | 25°C | 1.05×10–2 | w1 |
Periodato de potasio | KIO4 | 25° | 3.71×10–4 | w1 |
Acetato de plata | AgC2H3O2 | 16°C | 1.82×10–3 | L |
Bromato de plata | AgBrO3 | 20°C | 3.97×10–5 | C, L |
Bromato de plata | AgBrO3 | 25°C | 5.77×10–5 | C, L |
Bromuro de plata | AgBr | 18°C | 4.1×10–13 | C, L |
Bromuro de plata | AgBr | 25°C | 7.7×10–13 | C, L |
Carbonato de plata | Ag2CO3 | 25°C | 6.15×10–12 | C, L |
Cloruro de plata | AgCl | 4.7°C | 0.21×10–10 | C, L |
Cloruro de plata | AgCl | 9.7°C | 0.37×10–10 | L |
Cloruro de plata | AgCl | 25°C | 1.56×10–10 | C, L |
Cloruro de plata | AgCl | 50°C | 13.2×10–10 | C, L |
Cloruro de plata | AgCl | 100°C | 21.5×10–10 | C, L |
Cromato de plata | Ag2CrO4 | 14.8°C | 1.2×10–12 | C, L |
Cromato de plata | Ag2CrO4 | 25°C | 9×10–12 | C, L |
Cianuro de plata | Ag2(CN)2 | 20°C | 2.2×10–12 | C, L |
Dicromato de plata | Ag2Cr2O7 | 25°C | 2×10–7 | L |
Hidróxido de plata | AgOH | 20°C | 1.52×10–8 | C, L |
Iodato de plata | AgIO3 | 9.4°C | 0.92×10–8 | C, L |
Ioduro de plata | AgI | 13°C | 0.32×10–16 | C, L |
Ioduro de plata | AgI | 25°C | 1.5×10–16 | C, L |
Nitrito de plata | AgNO2 | 25°C | 5.86×10–4 | L |
Oxalato de plata | Ag2C2O4 | 25°C | 1.3×10–11 | L |
Sulfato de plata | Ag2SO4 | 18°C-25°C | 1.2×10–5 | P |
Sulfuro de plata | Ag2S | 18°C | 1.6×10–49 | C, L |
Tiocianato de plata | AgSCN | 18°C | 0.49×10–12 | C, L |
Tiocianato de plata | AgSCN | 25°C | 1.16×10–12 | C, L |
Carbonato de estroncio | SrCO3 | 25°C | 1.6×10–9 | C, L |
Cromato de estroncio | SrCrO4 | 18°C-25°C | 3.6×10–5 | P |
Fluoruro de estroncio | SrF2 | 18°C | 2.8×10–9 | C, L |
Oxalato de estroncio | SrC2O4 | 18°C | 5.61×10–8 | C, L |
Sulfato de estroncio | SrSO4 | 2.9°C | 2.77×10–7 | C, L |
Sulfato de estroncio | SrSO4 | 17.4°C | 2.81×10–7 | C, L |
Bromuro de talio (I) | TlBr | 25°C | 4×10–6 | L |
Cloruro de talio (I) | TlCl | 25°C | 2.65×10–4 | L |
Sulfato de talio (I) | Tl2SO4 | 25°C | 3.6×10–4 | L |
Tiocianato de talio (I) | TlSCN | 25°C; | 2.25×10–4 | L |
Hidróxido de estaño (II) | Sn(OH)2 | 18°C-25°C | 1×10–26 | P |
Hidróxido de estaño (II) | Sn(OH)2 | 25°C | 5.45×10–27; 1.4×10–28 | w1; w2 |
Sulfuro de estaño (II) | SnS | 25°C | 10–28 | P |
Hidróxido de cinc | Zn(OH)2 | 18°C-20°C | 1.8×10–14 | C, L |
Oxalato de cinc dihidrato | ZnC2O4.2H2O | 18°C | 1.35×10–9 | C, L |
Sulfuro de cinc | ZnS | 18°C | 1.2×10–23 | C, L |
Plantilla:Chembox header align="center" colspan="5"|Fuente legenda: L=Lange's 10th ed.; C=CRC 44th ed.; P=General Chemistry by Pauling, 1970 ed.; w1=Web source 1; w2=Web source 2 |
Referencias
- ↑ J. Mendham, R.C. Denney, J.D. Barnes and M. Thomas (ed.). Vogel's Quantitative Chemical Analysis, 6th edition. ISBN 0-582 22628 7.
- ↑ Hefter, G.T., Tomkins, R.P.T. (editors), "The Experimental Determination of Solubilities", John Wiley and Sons, Ltd., 2003.
- ↑ Pauling, Linus: General Chemistry, Dover Publishing, 1970, p 450
- ↑ H.P.R. Frederikse, David R. Lide (ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. ISBN 0-8493-0478-4.
Enlaces
- UC Berkeley video lecture on solubility equilibria