Resumen de Equilibrio de Solubilidad y Precipitación

## Introducción La solubilidad es la capacidad de una sustancia sólida iónica para pasar a la fase disuelta como iones rodeados por moléculas de solvente. Este material aborda los procesos físicos y termodinámicos que rigen la **ruptura de la red cristalina**, la **solvatación (o hidratación)** de iones, y cómo estos procesos determinan la entalpía y la energía libre de disolución. Veremos además efectos de temperatura, del ion común y del pH sobre la solubilidad, y cómo se usa el concepto de producto de solubilidad $K_{ps}$ para predecir precipitación. ## Conceptos básicos ### Ruptura de la red cristalina > **Definición:** La ruptura de la red cristalina es el proceso endotérmico mediante el cual se separan iones en un sólido iónico para generar especies gaseosas o aisladas antes de ser solvatadas. - Es fuertemente **endotérmico** porque hay que vencer la energía reticular (entalpía reticular $\Delta H_{ret}$). - Sin romper la red no puede ocurrir la solvatación efectiva. ### Solvatación e hidratación > **Definición:** La solvatación es la interacción entre iones y moléculas de solvente que rodean y estabilizan a los iones en solución; cuando el solvente es agua se habla de hidratación. - Es un proceso **exotérmico**: la interacción ion-dipolo libera entalpía $\Delta H_{solv}$. - Moléculas de solvente polares (por ejemplo agua) orientan sus dipolos para maximizar las interacciones con cationes y aniones. > Did you know que las moléculas de agua orientan la zona de carga negativa hacia cationes y la zona de carga positiva hacia aniones, formando capas de solvatación que estabilizan los iones en solución? ## Entalpía y energía libre de disolución ### Balance energético La entalpía estándar de disolución $\Delta H^{\circ}_{dis}$ puede expresarse como la suma (o resultado) entre la energía necesaria para romper la red y la energía liberada al solvar los iones: $$\Delta H^{\circ}_{dis} = -\Delta H^{\circ}_{ret} + \Delta H^{\circ}_{solv}$$ - Si $\Delta H^{\circ}_{dis} < 0$ la disolución es **exotérmica**. - Si $\Delta H^{\circ}_{dis} > 0$ la disolución es **endotérmica**. ### Energía libre de disolución La espontaneidad viene determinada por la energía libre estándar de disolución $\Delta G^{\circ}_{dis}$: $$\Delta G^{\circ}_{dis} = \Delta H^{\circ}_{dis} - T\Delta S^{\circ}_{dis}$$ - En la mayoría de las disoluciones de sales la entropía $\Delta S^{\circ}_{dis}$ es positiva porque el sistema se desordena al pasar de sólido a iones dispersos. - Inclusive si $\Delta H^{\circ}_{dis} > 0$ (endotérmico), la disolución puede ser espontánea si $T\Delta S^{\circ}_{dis}$ compensa la entalpía. ## Efecto de la temperatura sobre la solubilidad La dependencia de la constante de equilibrio con la temperatura viene dada por la forma general (relacionando $K$ y $\Delta H^{\circ}$): $$\ln\frac{K(T_2)}{K(T_1)} = -\frac{\Delta H^{\circ}}{R}\left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)$$ - Si la disolución es **endotérmica** ($\Delta H^{\circ}_{dis} > 0$) la solubilidad aumenta con la temperatura. - Si la disolución es **exotérmica** ($\Delta H^{\circ}_{dis} < 0$) la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. ## Producto de solubilidad $K_{ps}$ (equilibrios de solubilidad) > **Definición:** El producto de solubilidad $K_{ps}$ es la constante de equilibrio de la disolución de una sal poco soluble, escrita sólo en función de las concentraciones de los iones en solución. Ejemplo con cloruro de plata: $$\ce{AgCl(s) <=> Ag^{+}(aq) + Cl^{-}(aq)}$$ $$K_{ps} = [\ce{Ag^{+}}][\ce{Cl^{-}}]$$ - Para una sal genérica $\ce{M_nX_m(s)}$: $$\ce{M_nX_m(s) <=> n M^{m+} + m X^{n-}}$$ $$K_{ps} = [\ce{M^{m+}}]^n[\ce{X^{n-}}]^m$$ - Si la solubilidad en agua pura es $s$, entonces para una sal simple $\ce{AgCl}$ se cumple: $$[\ce{Ag^{+}}] = [\ce{Cl^{-}}] = s \quad\Rightarrow\quad K_{ps} = s^2$$ ## Solubilidad en presencia de otras especies ### Efecto del ion común - La presencia de un ion en común con la sal poco soluble desplaza el equilibrio hacia