Disolución simpleEditar
La disolución de un sólido orgánico se puede describir como un equilibrio entre la sustancia en su forma sólida y disuelta. Por ejemplo, cuando la sacarosa (azúcar de mesa) forma una solución saturada
C 12 H 22 O 11 (s) ⇋ C 12 H 22 O 11 (aq) {\ displaystyle \ mathrm {C_ {12} H_ {22} O_ {11} (s) \ leftrightharpoons C_ {12} H_ {22} O_ {11}} (aq)}
Se puede escribir una expresión de equilibrio para esta reacción, como para cualquier reacción química (productos sobre reactivos):
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {C 12 H 22 O 11 (s)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ left \ {\ mathrm { {C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}} {\ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ { 22} {O} _ {11} (s)} \ right \}}}}
donde Ko se denomina constante de solubilidad termodinámica. Los tirantes indican actividad. La actividad de un sólido puro es, por definición, unidad. Por tanto
K ⊖ = {C 12 H 22 O 11 (aq)} {\ displaystyle K ^ {\ ominus} = \ left \ {\ mathrm {{C} _ {12} {H} _ {22} {O} _ {11} (aq)} \ right \}}
La actividad de una sustancia, A, en solución se puede expresar como el producto de la concentración, y un coeficiente de actividad, γ. Cuando Ko se divide por γ, se obtiene la constante de solubilidad, Ks,
K s = {\ displaystyle K _ {\ mathrm {s}} = \ left \,}
. Esto equivale a definir el estado estándar como la solución saturada de modo que el coeficiente de actividad sea igual a uno. La constante de solubilidad es una constante verdadera solo si el coeficiente de actividad no se ve afectado por la presencia de otros solutos que puedan estar presentes. La unidad de la constante de solubilidad es la misma que la unidad de concentración del soluto. Para sacarosa K = 1.971 mol dm − 3 a 25 ° C. Esto muestra que la solubilidad de la sacarosa a 25 ° C es de casi 2 mol dm − 3 (540 g / l). La sacarosa es inusual porque no forma fácilmente una solución sobresaturada en concentraciones más altas, como lo hacen la mayoría de los otros carbohidratos.
Disolución con disociaciónEditar
Los compuestos iónicos normalmente se disocian en sus iones constituyentes cuando disolver en agua. Por ejemplo, para el cloruro de plata:
A g C l (s) ⇋ A g (aq) + + C l (aq) – {\ displaystyle \ mathrm {AgCl _ {(s)}} \ leftrightharpoons \ mathrm { Ag _ {(aq)} ^ {+}} + \ mathrm {Cl _ {(aq)} ^ {-}}}
La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción es:
K ⊖ = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {AgCl (s)} = {Ag + (aq)} {Cl – (aq)} {\ Displaystyle K ^ {\ ominus} = {\ frac {\ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \} \ left \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \}} {\ left \ {{\ ce {AgCl _ {(s)}}} \ right \}}} = \ left \ {{\ ce {Ag +}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \} \ left \ {{\ ce {Cl -}} _ {{\ ce {(aq)}}} \ right \}}
donde K ⊖ {\ displaystyle K ^ {\ ominus}} es la constante de equilibrio termodinámico y las llaves indican 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 son casi iguales a uno. Al establecerlos para que sean realmente iguales a uno, esta expresión se reduce a la expresión del producto de solubilidad:
K sp = = 2 = 2. {\ displaystyle K _ {{\ ce {sp}}} == ^ {2} = ^ {2}. \,}
Para las sales 2: 2 y 3: 3, como CaSO4 y FePO4, la expresión general para el producto de solubilidad es el mismo que para un electrolito 1: 1
AB ⇋ A p + + B p – {\ displaystyle \ mathrm {AB} \ leftrightharpoons \ mathrm {A} ^ {p +} + \ mathrm { B} ^ {p-}} K sp = = 2 = 2 {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm {} = \ mathrm {^ {2}} = \ mathrm {^ {2}}} (las cargas eléctricas son omitido en expresiones generales, para simplificar la notación)
Con una sal asimétrica como Ca (OH) 2, la expresión de solubilidad está dada por
C a (OH) 2 ⇋ C a 2 + + 2 OH – {\ displaystyle \ mathrm {Ca (OH) _ {2} \ leftrightharpoons {Ca} ^ {2 +} + 2OH ^ {-}}} K sp = 2 {\ displaystyle \ mathrm {K_ {sp} = ^ {2}} }
En general, con el equilibrio químico
A p B q ⇋ p A n + + q B m – {\ displaystyle \ mathrm {A_ {p} B_ {q} \ leftrightharpoons p {A} ^ {n +} + q {B} ^ {m-}}} = qp {\ displaystyle \ mathrm {= {\ frac {q} {p}}}}
y la siguiente tabla, que muestra la relación entre la solubilidad de un compuesto y el valor de su producto de solubilidad, se puede derivar.
Los productos de solubilidad a menudo se expresan en forma logarítmica. Por tanto, para el sulfato de calcio, Ksp = 4,93 × 10−5, log Ksp = −4,32. Cuanto menor sea el valor, o cuanto más negativo sea el valor logarítmico, menor será la solubilidad.
Algunas sales no se disocian completamente en solución. Los ejemplos incluyen MgSO4, que Manfred Eigen descubrió que está presente en el agua de mar como un complejo de esfera interna y un complejo de esfera externa. La solubilidad de tales sales se calcula mediante el método descrito en disolución con reacción.
HydroxidesEdit
El producto de solubilidad para el hidróxido de un ion metálico, Mn +, se define generalmente de la siguiente manera:
M (OH) n ⇋ M n + + n OH – {\ Displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} \ leftrightharpoons \ mathrm {M ^ {n +} + nOH ^ {-}}}} K sp = n {\ displaystyle K_ {sp} = \ mathrm { ^ {n}}}
Sin embargo, los programas de computadora de propósito general están diseñados para usar concentraciones de iones de hidrógeno con las definiciones alternativas.
M (OH) n + n H + ⇋ M n + + n H 2 O {\ Displaystyle \ mathrm {M (OH) _ {n} + nH ^ {+} \ leftrightharpoons M ^ {n +} + nH_ {2} O}} K sp ∗ = – n {\ displaystyle K_ {sp} ^ { *} = \ mathrm {^ {- n}}}
Para los hidróxidos, los productos de solubilidad a menudo se dan en una forma modificada, K * sp, usando la concentración de iones de hidrógeno en lugar de la concentración de iones de hidróxido. Los dos valores están relacionados por la constante de autoionización del agua, Kw.
K w = {\ displaystyle K_ {w} =} K sp ∗ = K sp (K w) n {\ displaystyle K_ {sp} ^ {*} = {\ frac {K_ {sp}} {(K_ {w}) ^ {n}}}} L g K sp ∗ = lg K sp – n L g K w {\ displaystyle LgK_ {sp} ^ {*} = lgK_ {sp} -nLgK_ {w}}
Por ejemplo, a temperatura ambiente, para el hidróxido de calcio, Ca (OH) 2, lg Ksp es ca. −5 y lg K * sp ≈ −5 + 2 × 14 ≈ 23.
Disolución con reacciónEdit
Cuando se agrega una solución concentrada de amoníaco a una suspensión de cloruro de plata, se produce la disolución porque se forma un complejo de Ag +
Una reacción típica con disolución implica una base débil, B, que se disuelve en una solución acuosa ácida.
B (s) + H + (aq) ⇋ BH + (aq) {\ displaystyle \ mathrm {B} \ mathrm {(s)} + \ mathrm {H} ^ {+} \ mathrm {(aq)} \ leftrightharpoons \ mathrm {BH} ^ {+} (\ mathrm {aq)}}
Esta reacción es muy importante para los productos farmacéuticos. La disolución de ácidos débiles en medios alcalinos es igualmente importante.
HA (s) + OH – (aq) ⇋ A – (aq) + H 2 O {\ displaystyle \ mathrm {HA (s) + OH ^ {-} (aq) \ leftrightharpoons A ^ {-} (aq) + H_ {2} O}}
La molécula sin carga suele tener una solubilidad menor que la forma iónica, por lo que la solubilidad depende del pH y de la constante de disociación ácida del soluto. El término «solubilidad intrínseca» se usa para describir la solubilidad de la forma no ionizada en ausencia de ácido o álcali.
La lixiviación de sales de aluminio de rocas y suelo por lluvia ácida es otro ejemplo de disolución con reacción: los aluminosilicatos son bases que reaccionan con el ácido para formar especies solubles, como Al3 + (aq).
La formación de un complejo químico también puede cambiar la solubilidad. Un ejemplo muy conocido es la adición de una solución concentrada de amoniaco a una suspensión de cloruro de plata, en la que la disolución se ve favorecida por la formación de un complejo de amina.
A g C l (s) + 2 NH 3 (aq) ⇋ + (aq) + C l – (aq) {\ Displaystyle \ mathrm {AgCl (s) + 2NH_ {3} (aq) \ leftrightharpoons ^ {+} (aq) + Cl ^ {-} (aq )}}
Cuando se agrega suficiente amoníaco a una suspensión de cloruro de plata, el sólido se disuelve. La adición de suavizantes de agua a los detergentes en polvo para inhibir la formación de espuma de jabón constituye un ejemplo de importancia práctica.