SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

El agua es el disolvente universal, el más utilizado, sin embargo, no todas las sustancias se disuelven bien en agua. En las sustancias iónicas que son poco solubles en agua, se establece un equilibrio entre el sólido no disuelto y los iones presentes en la disolución saturada que lo rodea. Es lo que llamamos equilibrio de solubilidad.

¿Qué es una disolución saturada?

Este ejemplo nos ayuda entender qué es una disolución saturada. Si añadimos 30,0 g de NaCl a 100 mL de agua a 25 ºC, todo el sólido se disuelve obteniéndose una disolución NO saturada. Sin embargo, si añadimos 40,0 g de NaCl a 100 mL de agua a 25 ºC, observamos que en el fondo nos quedan 4,0 g de NaCl sin disolver. Se ha formado una disolución saturada de NaCl en agua que contiene 36,0 g de NaCl en 100 mL de agua. Esta disolución SI es saturada.

Una disolución es saturada a una cierta temperatura si no puede disolver más soluto.

También esisten las disoluciones supersaturadas. En ellas se disuelve una cantidad de soluto mayor que en la disolución saturada. Estas disoluciones no están en equilibrio y un pequeño cambio (añadir un poco de sólido, un golpe, ..) puede provocar la precipitación súbita del soluto disuelto en exceso.

Las disoluciones también se pueden clasificar como diluidas o concentradas según contengan poca o mucha cantidad de sólido disuelto en un cierto volumen de disolvente. Estos son conceptos relativos y debe ser manejados con cuidado. Por ejemplo, una disolución saturada de una sustancia poco soluble es una disolución diluida porque contiene poca cantidad de sólido disuelto.

¿Qué es la solubilidad?

La solubilidad de una sustancia es una magnitud que mide la cantidad máxima de esa sustancia que se puede disolver en un determinado volumen de disolvente o disolución a una temperatura dada. Dado que la solubilidad de una sustancia coincide con la concentración de su disolución saturada, habitualmente se expresa en forma de concentración; por ejemplo, gramos de soluto por kilogramo de disolvente, g por 100 mL de disolvente, molaridad, molalidad, fracción molar, ...

Por ejemplo, a 25 ºC, la solubilidad del NaCl es de 36,0 g/100 mL agua. Esta es, por tanto, la concentración de la disolución saturada de NaCl en agua a esa temperatura. Esta cantidad se puede expresar en forma de molaridad, que es denominada solubilidad molar y será utilizada en el equilibrio de solubilidad.

Ejemplo:

Calcular la solubilidad molar del NaCl en agua a 25 ºC, sabiendo que a esa temepratura se disuelven 36,0 g de NaCl en 100 mL de agua. A esa temperatura la densidad del agua es 1,000 g/mL y la de la disolución saturada es 1,2000 g/mL.

La solubilidad de las sales depende los aniones y cationes que se hayan unido para formarla. Como principios generales, referidos a los metales más comunes, podemos dar los siguientes:

- Las sales de los metales alcalinos son solubles en agua

- Casi todos los nitratos son solubles en agua

- Casi todos los cloruros son solubles en agua, excepto el de plata y el de plomo.

- Casi todos los sulfatos son solubles en agua, excepto los de calcio, bario y plomo.

- Casi todos los sulfuros son insolubles. Los formados con alcalinotérreos son solubles

La solubilidad en agua de las sales suele aumentar con la temperatura.

Con la siguiente simulación de CHEMCOLLECTIVE podrá determinar la solubilidad del cloruro de cobre a diferentes temperaturas. Es un laboratorio virtual.

Otro laboratorio virtual para que determine solubilidades

INDICE

- Solubilidad y Producto de solubilidad

- Formación de precipitados

- Efecto del ion común

- Solubilidad, pH e iones complejos

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

El sulfato de calcio es una sustancia poco soluble en agua. Esto significa que cuando añadimos este sólido al agua, la mayor parte de él permanece sin disolverse en el fondo del vaso y solo una pequeña parte se disuelve en el agua formando una disolución saturada. Esta disolución (saturada pero muy diluida) que contiene los iones Ca²⁺ y SO₄^2- , se encuentra en equilibrio con el sulfato de calcio no disuelto.

Este equilibrio, como otros que hemos visto, es dinámico. Eso quiere decir que continuamente hay sulfato de calcio pasando a la disolución e iones sulfato y calcio combinándose y pasando al sólido no disuelto. Ambos procesos: disolución y cristalización, ocurren con la misma velocidad. La constante de este equilibrio entre un sólido poco soluble y sus iones en disolución se denomina constante del producto de solubilidad (Kps).

Para el sulfato de calcio se cumple:

Kps = [Ca²⁺]eq [SO₄^2-]eq = 9,1·10^-6 (a 25 ºC).

En esta constante Kps, las concentraciones de iones calcio y sulfato son las de equilibrio entre la disolución saturada y el sólido sin disolver. Si utilizáremos las concentraciones de cualquier otro estado del sistema ya no sería Kps sino, como sabemos, el cociente de reacción Q conocido como Producto Iónico.

Q = [Ca²⁺] [SO₄^2-]

En la siguiente tabla se recoge la constante del producto de solubilidad de una serie de sustancias poco solubles en agua. Como puede comprobarse, sus valores son muy pequeños, indicando que en el equilibrio, las concentraciones de "productos", es decir, iones en disolución, han de ser muy pequeñas.

EJEMPLOS

Escribir la constante del producto de solubilidad para las siguientes sustancias:

AgI ; CaCO₃ ; Mg(OH)₂ ; Mg(NH₄)PO₄ ; Ca₅(PO₄)₃OH

La siguiente simulación muestra como cambian las concentraciones de los iones desde los valores iniciales hasta los valores de equilibrio que cumplen con la constante del producto de solubilidad

RELACIÓN ENTRE SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

La relación matemática entre la solubilidad y la constante del producto de solubilidad viene impuesta por la fórmula de la sustancia en cuestión. Supongamos una sustancia de fórmula AaBb poco soluble que ha alcanzado el equilibrio con sus iones en disolución:

En el equilibrio, las concentraciones de los iones están relacionadas con la solubilidad de la sal. En este caso por 1 mol de sal que se disuelva se obtienen a moles del ion Aⁿ⁺, por tanto, la concentración de este ion en el equilibrio será a veces la solubilidad (s). Asimismo, como por 1 mol de sal que se disuelva se obtienen b moles del ion B^m-, la concentración de este ion en el equilibrio será b veces la solubilidad (s).

Sustituyendo estos valores en la expresión de la constante del producto de solubilidad, se obtiene:

Por ejemplo, para el Mg(OH)₂, se cumple:

OJO: la solubilidad debe estar expresada en mol/l, es decir debe ser la solubilidad molar.

EJEMPLO:

Determinar la solubilidad molar del PbI₂ a 25 ºC sabiendo que a esa temperatura Kps=7,1·10^-9

EJEMPLO:

La solubilidad del cromato de plomo (II) es 4,6·10^-7g/100mL a 25 ºC. Determinar el valor de la constante del producto de solubilidad a esa temperatura

En este caso, lo primero es calcular la solubilidad molar

Ahora podemos relacionar solubilidad y producto de solubilidad

EJEMPLO:

La mayor parte de las piedras de riñón son de oxalato de calcio monohidratado. Sabiendo que a 25 ºC esta sal tiene una constante del producto de solubilidad Ksp = 2,54·10^-9, calcular su solubilidad en agua en g/100mL.

7,36·10-4 g/100mL

SIMULACIONES

Con la siguiente simulación podrá determinar la constante del producto de solubilidad de diferentes sustancias trabajando en un laboratorio virtual

Aquí tiene otra simulación de PHET

Clic para Ejecutar

Limitaciones de Kps

La definición de la constante del producto de solubilidad asume que el sólido poco soluble se disocia en iones que son solvatados por moléculas de agua en el seno de la disolución. Esta asunción suele estar lejos de la realidad, porque los iones procedentes del sólido pueden interaccionar con otros iones presentes en el medio, por ejemplo, los iones hidronio e hidroxilo siempre presentes en agua, pueden sufrir reacciones redox, liberar gases, ...

Las desviaciones observadas entre los datos experimentales y las solubilidades calculadas a partir de la constante del producto de solubilidad se deben a las siguientes razones: formación de pares iónicos (efecto salino), la disociación incompleta de solutos moleculares, la formación de iones complejos y cambios en el pH.

Efecto salino

La consecuencia práctica de este fenómeno es que un sustancia poco soluble puede aumentar su solubilidad por la presencia de iones que no participan en el equilibrio de solubilidad. Por ejemplo, el yeso (CaSO4) es poco soluble en agua pero se disuelve bastante mejor en agua salada. La presencia de iones cloruro y sodio mejora mucho su solubilidad. Parece un fenómeno nada intituito. ¿Por qué ocurre?.

Parece ser que cuando las concentraciones iónicas no son pequeñas, los iones en la disolución, además de rodearse de moléculas de agua (solvatación), también tienden a rodearse de iones de signo contrario (se forma un par iónico). Cuanto mayor es su carga más intenso es este efecto. De esta manera, mediante la asociación de iones de distinto signo, lo que se está produciendo es una disminución del número de iones en el seno de la disolución. O sea, está disminuyendo la concentración real o efectiva de los iones. En este contexto ya no son válidas las relaciones entre Kps y concentraciones.

Para solventar el problema y seguir manteniendo el concepto de Kps, se definieron nuevas magnitudes que, en estos casos, sustituían a la concentraciones. Son las denominadas actividades. La actividad se calcula multiplicando la concentración por un factor de actividad. Este factor tiende a valer 1 cuando la disolución es muy diluida.

Ahora se entiende que el equilibrio de disolución solo se aplique a sales poco solubles. En ellas las disoluciones saturadas son muy diluidas y no se presentan los problemas que se han descrito anteriormente. Las concentraciones de los iones son suficientemente pequeñas como para que no se produzcan asociaciones de iones. Las disoluciones saturadas de las sales solubles son disoluciones concentradas y en ellas se produce la formación de pares iónicos y el alejamiento del comportamiento ideal descrito por la constante del producto de solubilidad.

Para cuantificar este efecto se introdujo el concepto de fuerza iónica (µ):

El estudio de la fuerza iónica de una disolución fue iniciado por Lewis y Randall en 1921 para describir los coeficientes de actividad de los electrolitos fuertes. La teoría de Debye-Huckel predice que la presencia de un segundo electrolito modifica la fuerza iónica de la disolución y disminuye el coeficiente de actividad del electrolito primario. Se podría decir que una disminución de las actividades (concentraciones reales) de los iones obliga a una mayor disolución de la sal primaria para cumplir la constante del producto de solubilidad.

La siguiente figura compara el efecto salino con el efecto del ion común. El primero provoca un aumento de la solubilidad, el segundo una disminución.