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En nuestra vida cotidiana hemos observado como hay sustancias que son muy solubles en agua como por ejemplo, el azúcar, la sal de mesa, el vinagre, el bicarbonato de sodio entre otros. Dicha propiedad es la que permite emplearlos con frecuencia con fines culinarios y domésticos. Lo que ocurre a nivel molecular, en estos casos, es que cuando se añade por ejemplo, azúcar al agua, las moléculas de agua se aproximan a la superficie del cristal, se forman los enlaces de hidrógeno entre las moléculas del agua y azúcar. Las moléculas del azúcar que se encuentran en la superficie del cristal son atraídas a la solución por las moléculas del agua pero a la vez son retenidas por otras moléculas del azúcar. Cuando las moléculas del agua logran separarlas del cristal se disuelven en el solvente, rodeadas por moléculas de agua.

Sin embargo, existen otras sustancias que presentan muy baja solubilidad en el agua, se disuelven en una pequeña proporción, pero al modificar ciertos factores puede que la solubilidad cambie.

Consideremos específicamente en este post los compuestos que se disuelven en agua en muy pequeña cantidad, denominados pocos solubles.

Un ejemplo, es el CaCO₃ (carbonato de calcio), polvo blanco conocido como caliza o tiza, muy abundante en la naturaleza.

Figura 1. Carbonato de calcio. Fuente: @yusvelasquez.

Cuando este polvo se añade en agua y se agita, se observa que solo una pequeña cantidad se disuelve, la mayor parte permanece sin disolverse. Sin embargo, la cantidad que se disuelve se disocia en su totalidad, expresada por la siguiente reacción:

La constante del producto de solubilidad (Kps) para esta sal, viene dada por:

Cuyo valor es de 4,8x10^-9 a 25 °C^[1], lo que significa que a esta temperatura solo se disuelven 6,92x10^-3 g en 1 L de agua, por más que se añada sal al agua solo se podrá disolver dicha cantidad.

La importancia del estudio de este tipo de compuestos es su tendencia a formar precipitados (sólidos de muy baja solubilidad). Una de las aplicaciones del conocimiento de las propiedades de las sales poco solubles es la determinación de las sustancias presentes en una muestra. Por ejemplo, si se desea determinar el contenido de cloruro en agua de mar; se puede adicionar nitrato de plata a la muestra para formar el cloruro de plata, de muy baja solubilidad que posteriormente se podrá separar de la mezcla de reacción por filtración y la cantidad de sustancia presente se determina por medio de la masa aplicando el método gravimétrico. En este método se adiciona un exceso de agente precipitante aportando un ion común garantizando así que la mayor parte de cloruro precipite. Así mismo, existen una gran cantidad de compuestos que pueden determinar mediante la precipitación.

Factores que afectan la solubilidad de los precipitados

Existen varios factores que pueden variar la solubilidad de un compuesto poco soluble.

¡Veamos a continuación cual es su influencia y a que se debe!

Adición de un electrólito fuerte

Supongamos que a una solución que contiene CaCO₃ se le adiciona un electrólito fuerte como el cloruro de sodio (NaCl) o sal de mesa. En este caso las reacciones involucradas son:

Al agitar vigorosamente y disolver la sal adicionada se podrá observar que la solubilidad del carbonato aumenta, tal como se muestra en la siguiente imagen.

Figura 2: A. Solución saturada de CaCO₃, B. Solución de CaCO₃ después de adicionar NaCl. Fuente: @yusvelasquez.

Este aumento de la solubilidad del carbonato se debe a la fuerza de atracción electrostática entre los iones del NaCl y los iones que participan en el equilibrio del CaCO₃, ya que estos últimos se ven rodeados por los iones de carga opuesta del electrolito, provocando así que los iones Ca⁺² sean un poco menos positivos y los iones CO₃^-2 un poco menos negativos de lo que serían en ausencia del electrólito fuerte, disminuyendo la atracción global entre los iones del CaCO₃ y desplazando el equilibrio hacia la derecha, aumentando así la solubilidad.

Figura 3: Efecto de la adición de NaCl sobre la solubilidad del CaCO₃. Fuente: @yusvelasquez.

Adición de un ion común

Cuando se agrega por ejemplo, CaCl₂ a una solución saturada de CaCO₃ se obtiene el siguiente resultado:

Figura 4: A. Solución saturada de CaCO₃; B. Solución de CaCO₃ después de adicionar CaCl₂. Fuente: @yusvelasquez.

Como se puede observar, disminuye la solubilidad del carbonato. Esta disminución se debe a que al adicionar un compuesto que aporte un ion común a la sal, en este caso el ion Ca⁺², el producto iónico aumenta siendo mayor al valor de Kps del CaCO₃, por lo que la reacción de disolución de la sal se desplaza hacia la izquierda contrarrestando el exceso del ion, lo que hace que disminuya la solubilidad, tal como lo establece el principio de Le Chatelier, para que se restablezca el equilibrio, algo de CaCO₃ precipitará, hasta que el producto iónico se haga otra vez igual al Kps.

Figura 5: Efecto de la adición de CaCl₂ sobre la solubilidad del CaCO₃. Fuente: @yusvelasquez.

pH

Este factor tiene influencia en aquellos compuestos que contienen un anión que es la base conjugada de un ácido débil, tal es el caso del CaCO₃, ya que el ion CO₃^-2 es la base conjugada del H₂CO₃.

Al trabajar con pH bajos, la solubilidad de la sal aumenta tal como se muestra en la imagen siguiente:

Figura 6: A. Solución saturada de CaCO₃; B. Solución de CaCO₃ después de adicionar H₂SO₄. Fuente: @yusvelasquez.

Esto se debe a que el ion CO₃^-2 se combina con el H⁺ proveniente en este caso del H₂SO₄ dando origen a otros equilibrios hasta la formación del ácido débil, lo que ocasiona que el equilibrio se desplace hacia la derecha aumentando la solubilidad del CaCO₃.

Figura 7: Efecto de la adición de H₂SO₄ sobre la solubilidad del CaCO₃. Fuente: @yusvelasquez.

Temperatura

En este caso, se puede observar en la siguiente figura que al aumentar la temperatura de una solución saturada en CaCO₃ aumenta la solubilidad, este comportamiento ocurre en la mayoría de los compuestos iónicos y moleculares ya que se disuelven en procesos endotérmicos donde la absorción de calor favorece la disolución.

Figura 8: A. Solución saturada de CaCO₃, B. Solubilidad del CaCO₃ al aumentar la temperatura. Fuente: @yusvelasquez.

Es así como en un análisis químico, es posible variar cualquiera de estos factores dependiendo del objetivo que se persiga y lo que se desee separar y cuantificar.

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¡Hasta aquí la información relacionada con la solubilidad de los precipitados. Espero sea de gran utilidad la información presentada!. ¡ Hasta un próximo post!

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Referencias Bibliográficas

[1]. Whitten, K. (1985). Química General
[2]. Skoog W., Holler C. Química analítica. 7ma edición
[3]. Harvey, D. (2002). Química Analítica Moderna.