Equilibrio de solubilidad
Equilibrio de solubilidad es el estado que alcanza una solución saturada en que la velocidad a la que se precipita el soluto iguala a la velocidad a la cual se disuelve, de forma que, una vez alcanzado este estado, la masa de sustancia sólida en el seno de la disolución permanece constante, igual que la concentración de soluto de la disolución, que también se mantiene constante. Cada solución alcanza dicho equilibrio a una concentración constante que depende de la temperatura ambiental. Su tratamiento matemático es como el de cualquier equilibrio químico y como estos, se rige por una constante de equilibrio, denominada constante de solubilidad. La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. La mayor parte de las veces, el agua es el disolvente de interés, aunque los mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente.
Compuestos no iónicos editar
La disolución de un sólido orgánico puede describirse como un equilibrio entre la sustancia en sus formas sólida y disuelta:
Una expresión del equilibrio para esta reacción puede ser escrita, como para cualquier reacción química (productos dividido por los reactivos):
donde K se denomina constante de equilibrio (o constante de solubilidad). Las llaves indican la actividad. La actividad de un sólido puro es, por definición, la unidad. Si la actividad de la sustancia en disolución es constante (es decir, no afectada por cualesquiera otros solutos que puedan estar presentes) se puede reemplazar por la concentración, aunque omitiendo las dimensiones de las medidas de concentración utilizadas. Las actividades son cantidades adimensionales que se obtienen dividiendo la medida de la concentración por un estándar de concentración distinta de cero.
![{\displaystyle K_{\rm {sol}}=\left[\mathrm {{C}_{12}{H}_{22}{O}_{11}} {\rm {(aq)}}\right]\,}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/adde4a15d7e71c8af13c9541ba59505d4f541400)
Los corchetes significan la concentración molar, que se denominada molaridad y cuya unidad se suele indicar con M o bien mol/L.
Esta expresión señala que el agua en equilibrio con azúcar sólido contiene una concentración igual a K. Para el azúcar de mesa (sacarosa) a 25 °C, K = 1,971 cuando la concentración estándar se toma como 1 mol/L. (Esta solución es muy concentrada, la sacarosa es muy soluble en agua.). Esta es la máxima cantidad de azúcar que puede disolverse a 25 °C, la solución está "saturada". Si la concentración es inferior a la saturación, puede disolverse más cantidad de azúcar hasta que la solución alcanza la saturación, o hasta todo el sólido se haya consumido. Si hay más cantidad de azúcar presente que la permitida por la expresión de la constante de solubilidad, entonces la disolución está "sobresaturada" y sólido precipitará hasta que se alcance la concentración de saturación. Este proceso puede ser lento, la expresión de la constante de equilibrio describe las concentraciones cuando el sistema de alcance el equilibrio, no lo rápido que se llega al mismo.
Efectos de temperatura editar
La solubilidad es sensible a los cambios en la temperatura. Por ejemplo, el azúcar es más soluble en agua caliente que en agua fría. Esto ocurre debido a que las constantes de solubilidad, como otros tipos de constante de equilibrio, son función de la temperatura. De acuerdo con el Principio de Le Châtelier, cuando el proceso de disolución es endotérmico (se absorbe calor), la solubilidad aumenta con la temperatura, pero cuando el proceso es exotérmico (se libera calor) solubilidad disminuye con la temperatura.[1] Sin embargo, dado que cuando un sólido se disuelve hay un cambio favorable de entropía, muchos sólidos serán más solubles con el aumento de la temperatura, independientemente del principio de Le Chatelier. La ecuación de la Energía libre de Gibbs expresa la visión global de este problema.
Constantes de solubilidad editar
La constante de solubilidad se ha determinado experimentalmente para un gran número de compuestos y las tablas están disponibles fácilmente. Para un compuesto iónico la constante se denomina producto de solubilidad, y se representa como Ksol. La unidad de concentración se asume que es la molaridad a menos que se indique lo contrario. La solubilidad suele aparecer en unidades de masa en gramos (disueltos) por cada litro de agua.
Algunos valores[2] a 25 °C:
- Carbonato de bario: 2.60×10−9
- Cloruro de cobre (I): 1.72×10−7
- Sulfato de plomo (II): 1.81×10−8
- Carbonato de magnesio: 1.15×10−5
- Cloruro de plata: 1.70×10−10
- Bromuro de plata: 7.7×10−13
- Hidróxido de calcio: 8.0×10−6
Ver también:
- IUPAC-NIST solubility database
- Solubility products of simple inorganic compounds Archivado el 25 de mayo de 2006 en Wayback Machine.
Tabla editar
| Tabla de productos de solubilidad | ||||
|---|---|---|---|---|
| Compuesto | Fórmula | Temperatura | Ksol | Fuente (leyenda más abajo) |
| Hidróxido de aluminio anhidro | Al(OH)3 | 20 °C | 1.9×10–33 | L |
| Hidróxido de aluminio anhidro | Al(OH)3 | 25 °C | 3×10–34 | w1 |
| Hidróxido de aluminio trihidrato | Al(OH)3.3H2O | 20 °C | 4×10–13 | C |
| Hidróxido de aluminio trihidrato | Al(OH)3.3H2O | 25 °C | 3.7×10–13 | C |
| Fosfato de aluminio | AlPO4 | 25 °C | 9.84×10–21 | w1 |
| Bromato de bario | Ba(BrO3)2 | 25 °C | 2.43×10–4 | w1 |
| Carbonato de bario | BaCO3 | 16 °C | 7×10–9 | C, L |
| Carbonato de bario | BaCO3 | 25 °C | 8.1×10–9 | C, L |
| Cromato de bario | BaCrO4 | 28 °C | 2.4×10–10 | C, L |
| Fluoruro de bario | BaF2 | 25.8 °C | 1.73×10–6 | C, L |
| Iodato de bario dihidrato | Ba(IO3)2.2H2O | 25 °C | 6.5×10–10 | C, L |
| Oxalato de bario dihidrato | BaC2O4.2H2O | 18 °C | 1.2×10–7 | C, L |
| Sulfato de bario | BaSO4 | 18 °C | 0.87×10–10 | C, L |
| Sulfato de bario | BaSO4 | 25 °C | 1.08×10–10 | C, L |
| Sulfato de bario | BaSO4 | 50 °C | 1.98×10–10 | C, L |
| Hidróxido de berilio | Be(OH)2 | 25 °C | 6.92×10–22 | w1 |
| Carbonato de cadmio | CdCO3 | 25 °C | 1.0×10–12 | w1 |
| Hidróxido de cadmio | Cd(OH)2 | 25 °C | 7.2×10–15 | w1 |
| Oxalato de cadmio trihidrato | C d. C.2O4.3H2O | 18 °C | 1.53×10–8 | C, L |
| Fosfato de cadmio | Cd3(PO4)2 | 25 °C | 2.53×10–33 | w1 |
| Sulfuro de cadmio | CdS | 18 °C | 3.6×10–29 | C, L |
| Carbonato de calcio calcita | CaCO3 | 15 °C | 0.99×10–8 | C, L |
| Carbonato de calcio calcita | CaCO3 | 25 °C | 0.87×10–8 | C, L |
| Carbonato de calcio calcita | CaCO3 | 18-25 °C | 4.8×10–9 | P |
| Cromato de calcio | CaCrO4 | 18 °C | 2.3×10–2 | L |
| Fluoruro de calcio | CaF2 | 18 °C | 3.4×10–11 | C, L |
| Fluoruro de calcio | CaF2 | 25 °C | 3.95×10–11 | C, L |
| Hidróxido de calcio | Ca(OH)2 | 18 °C-25 °C | 8×10–6 | P |
| Hidróxido de calcio | Ca(OH)2 | 25 °C | 5.02×10–6 | w1 |
| Iodato de calcio hexahidrato | Ca(IO3)2.6H2O | 18 °C | 6.44×10–7 | L |
| Oxalato de calcio monohidrato | CaC2O4 | 18 °C | 1.78×10–9 | C, L |
| Oxalato de calcio monohidrato | CaC2O4 | 25 °C | 2.57×10–9 | C, L |
| Fosfato de calcio | Ca3(PO4)2 | 25 °C | 2.07×10–33 | w1 |
| Sulfato de calcio | CaSO4 | 10 °C | 6.1×10–5 | C, L |
| Sulfato de calcio | CaSO4 | 25 °C | 4.93×10–5 | w1 |
| Tartrato de calcio dihidrato | CaC4H4O6.2H2O | 18 °C | 7.7×10–7 | C, L |
| Hidróxido de cromo (II) | Cr(OH)2 | 25 °C | 2×10–16 | w2 |
| Hidróxido de cromo (III) | Cr(OH)3 | 25 °C | 6.3×10–31 | w2 |
| Hidróxido de cobalto (II) | Co(OH)2 | 25 °C | 1.6×10–15 | w2 |
| Sulfuro de cobalto (en la forma menos soluble) | CoS | 18 °C | 3×10–26 | C, L |
| Sulfuro de cobalto (en la forma más soluble) | CoS | 18 °C-25 °C | 10–21 | P |
| Carbonato de cobre | CuCO3 | 25 °C | 1×10–10 | P |
| Hidróxido de cobre (II) | Cu(OH)2 | 18 °C-25 °C | 6×10–20 | P |
| Hidróxido de cobre (II) | Cu(OH)2 | 25 °C | 4.8×10–20 | w1 |
| Iodato de cobre (II) | Cu(IO3)2 | 25 °C | 1.4×10–7 | C, L |
| Oxalato de cobre (II) | CuC2O4 | 25 °C | 2.87×10–8 | C, L |
| Sulfuro de cobre (II) | CuS | 18 °C | 8.5×10–45 | C, L |
| Bromuro de cobre (I) | CuBr | 18 °C-20 °C | 4.15×10–8 | C |
| Cloruro de cobre (I) | CuCl | 18 °C-20 °C | 1.02×10–6 | C |
| Hidróxido de cobre (I) (en equilib. con Cu2O + H2O) |
Cu(OH) | 25 °C | 2×10–15 | w1 |
| Ioduro de cobre (I) | CuI | 18 °C-20 °C | 5.06×10–12 | C |
| Sulfuro de cobre (I) | Cu2S | 16 °C-18 °C | 2×10–47 | C, L |
| Tiocianato de cobre (I) | CuSCN | 18 °C | 1.64×10–11 | C, L |
| Hidróxido de hierro (III) | Fe(OH)3 | 18 °C | 1.1×10–36 | C, L |
| Carbonato de hierro (II) | FeCO3 | 18 °C-25 °C | 2×10–11 | P |
| Hidróxido de hierro (II) | Fe(OH)2 | 18 °C | 1.64×10–14 | C, L |
| Hidróxido de hierro (II) | Fe(OH)2 | 25 °C | 1×10–15; 8.0×10–16 | P; w2 |
| Oxalato de hierro (II) | FeC2O4 | 25 °C | 2.1×10–7 | C, L |
| Sulfuro de hierro (II) | FeS | 18 °C | 3.7×10–19 | C, L |
| Bromuro de plomo (II) | PbBr2 | 25 °C | 6.3×10–6; 6.60×10–6 | P; w1 |
| Carbonato de plomo (II) | PbCO3 | 18 °C | 3.3×10–14 | C, L |
| Cromato de plomo (II) | PbCrO4 | 18 °C | 1.77×10–14 | C, L |
| Cloruro de plomo (II) | PbCl2 | 25.2 °C | 1.0×10–4 | L |
| Cloruro de plomo (II) | PbCl2 | 18 °C-25 °C | 1.7×10–5 | P |
| Fluoruro de plomo (II) | PbF2 | 18 °C | 3.2×10–8 | C, L |
| Fluoruro de plomo (II) | PbF2 | 26.6 °C | 3.7×10–8 | C, L |
| Hidróxido de plomo (II) | Pb(OH)2 | 25 °C | 1×10–16; 1.43×10–20 | P; w1 |
| Iodato de plomo (II) | Pb(IO3)2 | 18 °C | 1.2×10–13 | C, L |
| Iodato de plomo (II) | Pb(IO3)2 | 25.8 °C | 2.6×10–13 | C, L |
| Ioduro de plomo (II) | PbI2 | 15 °C | 7.47×10–9 | C |
| Ioduro de plomo (II) | PbI2 | 25 °C | 1.39×10–8 | C |
| Oxalato de plomo (II) | PbC2O4 | 18 °C | 2.74×10–11 | C, L |
| Sulfato de plomo (II) | PbSO4 | 18 °C | 1.6×10–8 | C, L |
| Sulfuro de plomo (II) | PbS | 18 °C | 3.4×10–28 | C, L |
| Carbonato de litio | Li2CO3 | 25 °C | 1.7×10–3 | C, L |
| Fluoruro de litio | LiF | 25 °C | 1.84×10–3 | w1 |
| Fosfato de litio | Li3PO4 | 25° | 2.37×10–4 | w1 |
| Fosfato de amonio y magnesio | MgNH4PO4 | 25 °C | 2.5×10–13 | C, L |
| Carbonato de magnesio | MgCO3 | 12 °C | 2.6×10–5 | C, L |
| Fluoruro de magnesio | MgF2 | 18 °C | 7.1×10–9 | C, L |
| Fluoruro de magnesio | MgF2 | 25 °C | 6.4×10–9 | C, L |
| Hidróxido de magnesio | Mg(OH)2 | 18 °C | 1.2×10–11 | C, L |
| Oxalato de magnesio | MgC2O4 | 18 °C | 8.57×10–5 | C, L |
| Carbonato de manganeso (II) | MnCO3 | 18 °C-25 °C | 9×10–11 | P |
| Hidróxido de manganeso (II) | Mn(OH)2 | 18 °C | 4×10–14 | C, L |
| Sulfuro de manganeso (rosa) | MnS | 18 °C | 1.4×10–15 | C, L |
| Sulfuro de manganeso (verde) | MnS | 25 °C | 10–22 | P |
| Bromuro de mercurio (II) | HgBr2 | 25 °C | 8×10–20 | L |
| Cloruro de mercurio (II) | HgCl2 | 25 °C | 2.6×10–15 | L |
| Hidróxido de mercurio (II) (en equilib. con HgO + H2O) |
Hg(OH)2 | 25 °C | 3.6×10–26 | w1 |
| Ioduro de mercurio (II) | HgI2 | 25 °C | 3.2×10–29 | L |
| Sulfuro de mercurio (II) | HgS | 18 °C | 4×10–53 to 2×10–49 | C, L |
| Bromuro de mercurio (I) | HgBr | 25 °C | 1.3×10–21 | C, L |
| Cloruro de mercurio (I) | Hg2Cl2 | 25 °C | 2×10–18 | C, L |
| Ioduro de mercurio (I) | HgI | 25 °C | 1.2×10–28 | C, L |
| Sulfato de mercurio (I) | Hg2SO4 | 25 °C | 6×10–7; 6.5×10–7 | P; w1 |
| Hidróxido de níquel (II) | Ni(OH)2 | 25 °C | 5.48×10–16 | w1 |
| Sulfuro de níquel (II) | NiS | 18 °C | 1.4×10–24 | C, L |
| Sulfuro de níquel (II) (en la forma menos soluble) | NiS | 18 °C-25 °C | 10–27 | P |
| Sulfuro de níquel (II) (en la forma más soluble) | NiS | 18 °C-25 °C | 10–21 | P |
| tartrato ácido de potasio | KHC4H4O6 | 18 °C | 3.8×10–4 | C, L |
| Perclorato de potasio | KClO4 | 25 °C | 1.05×10–2 | w1 |
| Peryodato de potasio | KIO4 | 25° | 3.71×10–4 | w1 |
| Acetato de plata | AgC2H3O2 | 16 °C | 1.82×10–3 | L |
| Bromato de plata | AgBrO3 | 20 °C | 3.97×10–5 | C, L |
| Bromato de plata | AgBrO3 | 25 °C | 5.77×10–5 | C, L |
| Bromuro de plata | AgBr | 18 °C | 4.1×10–13 | C, L |
| Bromuro de plata | AgBr | 25 °C | 7.7×10–13 | C, L |
| Carbonato de plata | Ag2CO3 | 25 °C | 6.15×10–12 | C, L |
| Cloruro de plata | AgCl | 4.7 °C | 0.21×10–10 | C, L |
| Cloruro de plata | AgCl | 9.7 °C | 0.37×10–10 | L |
| Cloruro de plata | AgCl | 25 °C | 1.56×10–10 | C, L |
| Cloruro de plata | AgCl | 50 °C | 13.2×10–10 | C, L |
| Cloruro de plata | AgCl | 100 °C | 21.5×10–10 | C, L |
| Cromato de plata | Ag2CrO4 | 14.8 °C | 1.2×10–12 | C, L |
| Cromato de plata | Ag2CrO4 | 25 °C | 9×10–12 | C, L |
| Cianuro de plata | Ag2(CN)2 | 20 °C | 2.2×10–12 | C, L |
| Dicromato de plata | Ag2Cr2O7 | 25 °C | 2×10–7 | L |
| Hidróxido de plata | AgOH | 20 °C | 1.52×10–8 | C, L |
| Iodato de plata | AgIO3 | 9.4 °C | 0.92×10–8 | C, L |
| Ioduro de plata | AgI | 13 °C | 0.32×10–16 | C, L |
| Ioduro de plata | AgI | 25 °C | 1.5×10–16 | C, L |
| Nitrito de plata | AgNO2 | 25 °C | 5.86×10–4 | L |
| Oxalato de plata | Ag2C2O4 | 25 °C | 1.3×10–11 | L |
| Sulfato de plata | Ag2SO4 | 18 °C-25 °C | 1.2×10–5 | P |
| Sulfuro de plata | Ag2S | 18 °C | 1.6×10–49 | C, L |
| Tiocianato de plata | AgSCN | 18 °C | 0.49×10–12 | C, L |
| Tiocianato de plata | AgSCN | 25 °C | 1.16×10–12 | C, L |
| Carbonato de estroncio | SrCO3 | 25 °C | 1.6×10–9 | C, L |
| Cromato de estroncio | SrCrO4 | 18 °C-25 °C | 3.6×10–5 | P |
| Fluoruro de estroncio | SrF2 | 18 °C | 2.8×10–9 | C, L |
| Oxalato de estroncio | SrC2O4 | 18 °C | 5.61×10–8 | C, L |
| Sulfato de estroncio | SrSO4 | 2.9 °C | 2.77×10–7 | C, L |
| Sulfato de estroncio | SrSO4 | 17.4 °C | 2.81×10–7 | C, L |
| Bromuro de talio (I) | TlBr | 25 °C | 4×10–6 | L |
| Cloruro de talio (I) | TlCl | 25 °C | 2.65×10–4 | L |
| Sulfato de talio (I) | Tl2SO4 | 25 °C | 3.6×10–4 | L |
| Tiocianato de talio (I) | TlSCN | 25 °C; | 2.25×10–4 | L |
| Hidróxido de estaño (II) | Sn(OH)2 | 18 °C-25 °C | 1×10–26 | P |
| Hidróxido de estaño (II) | Sn(OH)2 | 25 °C | 5.45×10–27; 1.4×10–28 | w1; w2 |
| Sulfuro de estaño (II) | SnS | 25 °C | 10–28 | P |
| Hidróxido de zinc | Zn(OH)2 | 18 °C-20 °C | 1.8×10–14 | C, L |
| Oxalato de zinc dihidrato | ZnC2O4.2H2O | 18 °C | 1.35×10–9 | C, L |
| Sulfuro de zinc | ZnS | 18 °C | 1.2×10–23 | C, L |
| Fuente legenda: L=Lange's 10th ed.; C=CRC 44th ed.; P=General Chemistry by Pauling, 1970 ed.; w1=Web source 1; w2=Web source 2 | ||||
Véase también editar
Referencias editar
- ↑ Pauling, Linus: General Chemistry, Dover Publishing, 1970, p 450
- ↑ H.P.R. Frederikse, David R. Lide (ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. ISBN 0-8493-0478-4.
Enlaces externos editar
- UC Berkeley video lecture on solubility equilibria.
Datos: Q863829
