Comenzamos nuestra discusión sobre los equilibrios de solubilidad y complejación, aquellos asociados con la formación de iones complejos, desarrollando métodos cuantitativos para describir las reacciones de disolución y precipitación de compuestos iónicos en solución acuosa. Al igual que con los equilibrios ácido-base, podemos describir las concentraciones de iones en equilibrio con un sólido iónico utilizando una expresión de equilibrio constante.
Tabla de contenidos
El producto de solubilidad
Cuando se agrega un compuesto iónico ligeramente soluble al agua, parte de él se disuelve para formar una solución, estableciendo un equilibrio entre el sólido puro y una solución de sus iones. Para la disolución del fosfato de calcio, uno de los dos componentes principales de los cálculos renales, el equilibrio se puede escribir de la siguiente manera, con la sal sólida a la izquierda:
Como descubrirá en Sección 17.4 y en cursos de química más avanzados, aniones básicos, como S 2− , PO 4 3 – , y CO 3 2− , reaccionan con agua para producir OH – y el anión protonado correspondiente. En consecuencia, sus molaridades calculadas, suponiendo que no haya protonación en solución acuosa, son solo aproximadas.
La constante de equilibrio para la disolución de una sal escasamente soluble es el producto de solubilidad ( K sp ) de la sal. Debido a que la concentración de un sólido puro como Ca 3 (PO 4 ) 2 es una constante, no aparece explícitamente en la expresión constante de equilibrio. La expresión de equilibrio constante para la disolución de fosfato de calcio es, por lo tanto,
A 25 ° C y pH 7.00, Ksp para fosfato de calcio es 2.07 × 10 −33 , lo que indica que las concentraciones de Ca 2 + y PO 4 3− los iones en solución que están en equilibrio con fosfato de calcio sólido son muy bajos. Los valores de K sp para algunas sales comunes se enumeran en la Tabla ( PageIndex {1} ), que muestra que la magnitud de K sp varía dramáticamente para diferentes compuestos. Aunque K sp no es una función del pH en Ecuaciones ( ref {Eq2a} ) y ( ref {Eq2b} ), los cambios en el pH pueden afectar la solubilidad de un compuesto como se discute más adelante.
Como con cualquier K , la concentración de un sólido puro no aparece explícitamente en K sp .
Tabla ( PageIndex {1} ): Productos de solubilidad para sustancias iónicas seleccionadas a 25 ° C
Sólido
Color
(K_ {sp} )
Sólido
Color
(K_ {sp} )
* Estos contienen el ion Hg 2 2 + .
Acetatos
Yoduros
Ca (O 2 CCH 3 ) 2 · 3H 2 O
blanco
4 × 10 −3
Hg 2 I 2 *
amarillo
5,2 × 10 −29
Bromuros
PbI 2
amarillo
9,8 × 10 −9
AgBr
blanco roto
5,35 × 10 −13
Oxalatos
Hg 2 Br 2 *
amarillo
6.40 × 10 −23
Ag 2 C 2 O 4
blanco
5,40 × 10 −12
Carbonatos
MgC 2 O 4 · 2H 2 O
blanco
4,83 × 10 −6
CaCO 3
blanco
3,36 × 10 −9
PbC 2 O 4
blanco
4,8 × 10 −10
PbCO 3
blanco
7.40 × 10 −14
Fosfatos
Cloruros
Ag 3 PO 4
blanco
8,89 × 10 −17
AgCl
blanco
1.77 × 10 −10
Sr 3 (PO 4 ) 2
blanco
4,0 × 10 −28
Hg 2 Cl 2 *
blanco
1,43 × 10 −18
FePO 4 · 2H 2 O
rosa
9,91 × 10 −16
PbCl 2
blanco
1.70 × 10 −5
Sulfatos
Cromatos
Ag 2 SO 4
blanco
1,20 × 10 −5
CaCrO 4
amarillo
7,1 × 10 −4
BaSO 4
blanco
1,08 × 10 −10
PbCrO 4
amarillo
2,8 × 10 −13
PbSO 4
blanco
2.53 × 10 −8
Fluoruros
Sulfuros
BaF 2
blanco
1.84 × 10 −7
Ag 2 S
negro
6,3 × 10 −50
PbF 2
blanco
3,3 × 10 −8
CdS
amarillo
8,0 × 10 −27
Hidróxidos
PbS
negro
8,0 × 10 −28
Ca (OH) 2
blanco
5,02 × 10 −6
ZnS
blanco
1,6 × 10 −24
Cu (OH) 2
azul pálido
1 × 10 −14
Mn (OH) 2
rosa claro
1,9 × 10 −13
Cr (OH) 3
gris-verde
6,3 × 10 −31
Fe (OH) 3
óxido rojo
2,79 × 10 −39
Los productos de solubilidad se determinan experimentalmente midiendo directamente la concentración de uno de los iones componentes o la solubilidad del compuesto en una cantidad dada de agua. Sin embargo, mientras que la solubilidad generalmente se expresa en términos de masa de soluto por 100 ml de disolvente, (K_ {sp} ), como (K ), se define en términos de las concentraciones molares de los iones componentes.
Fotografía en color de un cálculo renal de 8 mm de longitud. Los cálculos renales se forman a partir de sales de calcio escasamente solubles y se componen principalmente de Ca (O 2 CCO 2 ) · H 2 O y Ca 3 (PO 4 ) 2 . Imagen utilizada con permiso de Wikipedia.
La solubilidad de la calcita en agua es 0,67 mg / 100 ml. Calcule su K sp .
Respuesta
4,5 × 10 −9
La reacción de aniones débilmente básicos con H 2 O tiende a hacer que la solubilidad real de muchas sales sea más alta de lo previsto.
Los valores tabulados de K sp también se pueden usar para estimar la solubilidad de una sal con un procedimiento que es esencialmente el reverso del utilizado en el Ejemplo ( PageIndex {1} ) En este caso, tratamos el problema como un problema de equilibrio típico y establecemos una tabla de concentraciones iniciales, cambios en la concentración y concentraciones finales ( Tablas ICE ), recordando que la concentración del sólido puro es esencialmente constante.
El producto iónico
El producto de iones ( Q ) de una sal es el producto de las concentraciones de los iones en solución elevados a los mismos poderes que en la expresión del producto de solubilidad. Es análogo al cociente de reacción ( Q ) discutido para equilibrios gaseosos. Mientras que K sp describe concentraciones de equilibrio, el producto iónico describe concentraciones que no son necesariamente concentraciones de equilibrio.
El producto iónico Q es análogo al cociente de reacción Q para equilibrios gaseosos.
Como se resume en Figura ( PageIndex {1} ) , existen tres condiciones posibles para una solución acuosa de un sólido iónico:
Q < K sp . La solución es insaturada y se disolverá más del sólido iónico, si está disponible.
Q = K sp . La solución está saturada y en equilibrio.
Q > K sp . La solución está sobresaturada y precipitará un sólido iónico.
El proceso de calcular el valor del producto iónico y compararlo con la magnitud del producto de solubilidad es una forma directa de determinar si una solución es insaturada, saturada o sobresaturada. Más importante, el producto iónico les dice a los químicos si se formará un precipitado cuando se mezclan las soluciones de dos sales solubles.
El efecto iónico común y la solubilidad
La expresión del producto de solubilidad nos dice que las concentraciones de equilibrio del catión y el anión están inversamente relacionadas. Es decir, a medida que aumenta la concentración del anión, la concentración máxima del catión necesaria para que ocurra la precipitación disminuye, y viceversa, de modo que K sp es constante. En consecuencia, la solubilidad de un compuesto iónico depende de las concentraciones de otras sales que contienen los mismos iones. Adding a common cation or anion shifts a solubility equilibrium in the direction predicted by Le Châtelier’s principle. Como resultado, la solubilidad de cualquier sal escasamente soluble se reduce casi siempre por la presencia de una sal soluble que contiene un ion común. The exceptions generally involve the formation of complex ions, which is discussed later.
Consider, for example, the effect of adding a soluble salt, such as CaCl 2 , to a saturated solution of calcium phosphate [Ca 3 (PO 4 ) 2 ]. We have seen that the solubility of Ca 3 (PO 4 ) 2 in water at 25°C is 1.14 × 10 −7 M ( K sp = 2.07 × 10 −33 ). Thus a saturated solution of Ca 3 (PO 4 ) 2 in water contains 3 × (1.14 × 10 −7 M) = 3.42 × 10 −7 M Ca 2 + and 2 × (1.14 × 10 −7 M) = 2.28 × 10 −7 M PO 4 3− , according to the stoichiometry shown in Equation (ref{Eq1}) (neglecting hydrolysis to form HPO 4 2− as described in Chapter 16 ). If CaCl 2 is added to a saturated solution of Ca 3 (PO 4 ) 2 , the Ca 2 + ion concentration will increase such that [Ca 2 + ] > 3.42 × 10 −7 M, making Q > K sp . The only way the system can return to equilibrium is for the reaction in Equation (ref{Eq1}) to proceed to the left, resulting in precipitation of Ca 3 (PO 4 ) 2 . This will decrease the concentration of both Ca 2 + and PO 4 3− until Q = K sp .
The common ion effect usually decreases the solubility of a sparingly soluble salt.