UNIDAD 10

Química General e Inorgánica I – 1º Cuatrimestre 2014-Unidad 10




UNIDAD Nº 10: EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD Y
PRECIPITACIÓN
10.1 INTRODUCCIÓN
10.1.1 CONTENIDOS
Equilibrio de solubilidad y precipitación. Entalpía y energía libre de
disolución. Efecto de la temperatura. Factores que afectan la solubilidad.
Solubilidad en agua pura. Solubilidad en presencia de otras especies.
Precipitación.10.1.2. RESUMEN DE LOS CONTENIDOS
10.1.2.1 Equilibrio de solubilidad y precipitación
La reacción de disolución resulta en un equilibrio heterogéneo
sólido-líquido. La fase sólida está formada por una sustancia poco soluble
(normalmente una sal). La fase líquida contiene las especies producidas en
la disolución de la sustancia sólida, que son iones en el caso de una sal, o
moléculas en el caso de unsólido molecular. El disolvente suele ser agua
para compuestos iónicos o polares; el caso que vamos a considerar aquí
es precisamente el de sales disueltas en agua.
La solubilidad (s) es la máxima concentración de soluto que puede
existir en un determinado disolvente en condiciones de equilibrio. Esta
concentración es la que corresponde a la solución saturada, la cual puede
prepararse poniendo unexceso de soluto y agitando hasta que se
establezca un equilibrio entre el sólido y la solución. Si tomamos una
fracción de esta solución y la separamos del sólido, seguiremos teniendo
una solución saturada, aunque ambas fases no estén en contacto. Por otra
parte, se llama solución sobresaturadaa aquella donde la concentración de
soluto es mayor a s, lo cual implica una situación fuera delequilibrio. Si una
solución saturada se deja en reposo un tiempo suficiente, precipitará el
soluto hasta que la concentración alcance el valor de equilibrio,s. La
solubilidad (s) se expresa típicamente en concentración molar, es decir, s
es la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto. Puede
expresarse también en otras unidades (es muy común en % p/v, o sea
gramos de soluto en 100 mL desolución).
La disolución de un compuesto iónico podemos entenderla en dos
etapas:
•
Ruptura de la red: proceso fuertemente endotérmico
•
Solvatación de los iones: proceso exotérmico.
Comienza por la ruptura de la red cristalina sólida mediante la
interacción entre las moléculas del disolvente y los iones, generalmente
electrostática. Los iones se separan entre sí (esto implica vencer la energíareticular) y pasan a estar rodeados por moléculas de disolvente. En ese
momento se denominan iones solvatados o hidratados si el disolvente es el
agua. Son buenos disolventes de los compuestos iónicos las sustancias
con momento dipolar no nulo (disolventes polares, como el agua), ya que
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podrán disponerse alrededor del catión oanión de manera que enfrenten
sus cargas. A este proceso se le llama solvatación en general y, para el
caso del agua, hidratación.
10.1.2.2 Entalpía y energía libre de disolución
La
disolución
de
una
sal
puede
descomponerse
termodinámicamente en dos procesos: la formación de los iones a partir del
sólido cristalino, y la solvatación de estos iones por las moléculas del
solvente. Como resultado, laentalpía de disolución ΔH°dis puede escribirse
combinando ΔH°ret (entalpía reticular) y ΔH°solv (entalpía de solvatación de
los iones). Por ejemplo, para AgCl:
Ag+ (g) + Cl- (g) → AgCl (s)
Ag+ (g) + Cl- (g) → Ag+ (ac) + Cl- (ac)
AgCl (s) → Ag+ (ac) + Cl- (ac)

ΔH°ret
ΔH°solv
ΔH°dis = – ΔH°ret + ΔH°solv

Así, dependiendo del balance entre la estabilidad del cristal y la de
los iones solvatados ensolución, el proceso neto de disolución puede
resultar exotérmico (ΔH°dis < 0) o endotérmico (ΔH°dis > 0). La solubilidad de
una sal está determinada por el signo y la magnitud de la energía libre de
disolución ΔG°dis, donde ΔG°dis = ΔH°dis – T ΔS°dis. El término entrópico
normalmente contribuye disminuyendo ΔG°dis, pues la disolución de una sal
produce casi siempre un sistema más desordenado y...