Solubilidad

solubilidad

La solubilidad describe la cantidad de un soluto que puede disolverse en un volumen determinado de un disolvente específico. La solubilidad generalmente se informa en términos de masa de soluto por volumen de solvente o masa de soluto por masa de solvente. Por ejemplo, la solubilidad del cloruro de sodio en agua a temperatura ambiente es de 36 g por 100 mL de agua. Si la solubilidad se indica en masa de soluto por masa de disolvente, la masa de disolvente deberá convertirse en volumen para realizar cálculos posteriores.

La solubilidad cambia con la temperatura. Por ejemplo, la solubilidad del carbonato de sodio en agua es de 7 g por 100 mL a aproximadamente 0 °C, 22 g por 100 mL a temperatura ambiente y 44 g por 100 mL a 100 °C. La solubilidad tiende a aumentar con la temperatura, aunque hay excepciones.

Una solución con la cantidad máxima de soluto disuelto en ella se denomina solución saturada. En este punto, la adición adicional de soluto permanecerá sin disolver y seguirá siendo un precipitado en la solución. Por ejemplo, una solución de 36 g de cloruro de sodio disuelto en 100 ml de agua a temperatura ambiente es una solución saturada de cloruro de sodio.

La solubilidad de un soluto varía de un disolvente a otro. Por ejemplo, el cloruro de sodio tiene una solubilidad de 36 g por 100 mL en agua a temperatura ambiente, pero su solubilidad en metanol es de solo 1,1 g por 100 mL, y su solubilidad en dimetilformamida es aún menor a 0,034 g por 100 mL.

Una forma de predecir qué tan soluble será un soluto en un solvente es seguir la regla de "lo similar disuelve lo similar". Los solutos polares, o solutos con enlaces iónicos o grandes diferencias intramoleculares en electronegatividad, tienden a ser más solubles en solventes polares y menos solubles en solventes no polares. Los solutos no polares tienden a ser más solubles en disolventes no polares y menos solubles en disolventes polares.

Equilibrio de solubilidad

Cuando un soluto se disuelve, las moléculas de solvente forman interacciones débiles con las moléculas de soluto a través de fuerzas intermoleculares mientras interactúan simultáneamente entre sí a través de fuerzas intramoleculares. El proceso de disolver y mantener el soluto en solución se conoce como solvatación. La disolución se produce de diferentes maneras dependiendo de la molécula que se disuelve. Las sales iónicas, los ácidos fuertes y las bases fuertes se disociarán en los iones que las componen. Los complejos de metales de transición suelen intercambiar algunos de sus ligandos por moléculas de disolvente. Otras moléculas pueden simplemente ser solvatadas tal cual.

Cada proceso de disolución reversible se puede escribir como una ecuación química y tiene una constante de equilibrio. Por ejemplo, la disolución del cloruro de sodio en agua se escribiría:

NaCl_(s) ⇌ Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Cuando una solución aún no está saturada, generalmente se favorece la disolución. Una vez que una solución está saturada, está en equilibrio dinámico. Por cada molécula adicional de cloruro de sodio que se disuelve, una molécula de cloruro de sodio se precipitará de la solución, por lo que no hay un cambio general en el sistema.

Para la reacción genérica aA + bB ⇌ cC + dD, la constante de equilibrio simplificada se escribe como:

Al calcular la constante de equilibrio para un proceso de disolución, las concentraciones de cualquier sólido se pueden establecer en 1. Por lo tanto, hay una versión más simple de la ecuación que está diseñada para compuestos que se disocian cuando se disuelven, como las sales iónicas:

A_xB_y(s) ⇌ xA⁺_(aq) + yB^-_(aq)

K_sp = [A]^x[B]^y

K_sp se denomina producto de solubilidad y puede utilizarse siempre que se requiera una constante de equilibrio.

termodinámica

Un principio básico de la termodinámica es que los sistemas se mueven hacia estados de menor energía y más desordenados siempre que sea posible. Esta es una de las fuerzas impulsoras de las reacciones químicas. Sin embargo, puede ser difícil predecir qué es lo que logra el mejor equilibrio entre energía y desorden a partir de una ecuación química por sí sola.

Por ejemplo, hay aumentos y disminuciones en el desorden cuando se disuelve un soluto. El cambio de un sólido ordenado a moléculas solvatadas que se mueven en solución aumenta el desorden del soluto, particularmente si las moléculas también se disocian en sus iones componentes. Sin embargo, las moléculas de disolvente deben reunirse en una "jaula" ordenada alrededor de cada molécula o ion disociado para disolverla.

La constante de equilibrio de una reacción está relacionada con la cantidad de energía en el sistema disponible para realizar un trabajo reversible, que se denomina energía libre de Gibbs o energía de Gibbs y se abrevia como G. El cambio en la energía de Gibbs antes y después de una reacción o proceso se escribe como ΔG, y se puede calcular a partir de la constante de equilibrio para esa reacción con esta ecuación:

ΔG = –RT ln(K)

donde R es la constante de gas ideal, T es la temperatura en Kelvin y K es la constante de equilibrio.

Si ΔG es positivo, el sistema tiene una energía de Gibbs más alta al final de la reacción que al comienzo de la misma. Esto generalmente significa que el sistema necesita absorber energía para realizar la reacción. Si ΔG es negativo, el sistema tiene una energía de Gibbs más baja al final de la reacción. Esto implica que el sistema ya tenía suficiente energía para realizar la reacción. Las reacciones con un ΔG negativo se denominan reacciones espontáneas.

La energía de Gibbs se relaciona con otros dos parámetros termodinámicos útiles, la entropía (S) y la entalpía (H), mediante esta ecuación:

ΔG = ΔH – TΔS

La entropía representa el desorden o aleatoriedad de un sistema. Suponemos que nuestras reacciones tienen lugar en un sistema aislado, por lo que no puede haber una disminución neta de la entropía durante la reacción. La cantidad final de entropía debe ser igual o mayor que la cantidad inicial, es decir, el cambio general en la entropía (ΔS) debe ser cero o positivo. Una vez que un sistema está en equilibrio, no hay cambio neto en la entropía.

La entalpía representa la energía interna de un sistema más cualquier trabajo causado por cambios de presión o volumen en el sistema. Dado que cualquier cambio de presión o volumen durante el proceso de disolución será insignificante, podemos tratar el cambio en la entalpía como la cantidad de energía transferida hacia o desde el sistema durante la reacción, generalmente como calor.

Si el cambio en la entalpía (ΔH) es positivo, el sistema tiene más energía interna al final de la reacción que al principio y, por lo tanto, absorbe energía durante la reacción. Esto generalmente se observa a medida que el sistema se enfría durante la reacción, por lo que llamamos a estas reacciones endotérmicas. Si el cambio en la entalpía es negativo, el sistema tiene menos energía interna al final de la reacción. Por lo tanto, el sistema debe haber liberado energía durante la reacción, generalmente en forma de calor. Estas reacciones se denominan exotérmicas.

Referencias

1. Harris, D.C. (2015). Análisis químico cuantitativo. Nueva York, NY: W.H. Freeman and Company.