OBJETIVOS
El agua es rica en una amplia variedad de elementos, muchos de los cuales provienen de la disolución de rocas y minerales de la corteza terrestre. Los ríos transportan anualmente unos 500 mg l-1 de rocas continentales a los océanos, una quinta parte de ellas como sólidos disueltos y el resto como materia en suspensión. Estos materiales también son ricos en materia orgánica que se mineraliza a través de los ciclos biogénicos.
- poder ofrecer una informacion completa sobre la disolucion y precipitacion de solidos.
- poder determinar el producto de solubilidad de cualquier tipo de sal formada, conociendo o no su solubilidad.
- Analizar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad.
El agua es rica en una amplia variedad de elementos, muchos de los cuales provienen de la disolución de rocas y minerales de la corteza terrestre. Los ríos transportan anualmente unos 500 mg l-1 de rocas continentales a los océanos, una quinta parte de ellas como sólidos disueltos y el resto como materia en suspensión. Estos materiales también son ricos en materia orgánica que se mineraliza a través de los ciclos biogénicos.
La disolución de sólidos y su posterior precipitación implican cambios de fase desde especie disuelta en agua hacia especie precipitada en los sedimentos. Las condiciones en que se da la disolución de rocas y minerales continentales y la precipitación en los sedimentos oceánicos son muy diferentes. El agua de lluvia, con fuerza iónica muy baja, atravesando un suelo con una presión parcial de CO2 relativamente alta debido a la actividad microbiana, tiene un importante poder corrosivo. El agua marina de contenido salino elevado (elevada fuerza iónica) está prácticamente en equilibrio con la atmósfera, con una presión parcial de CO2 muy baja y, por tanto, un menor poder corrosivo. Además, la intervención de microorganismos en estos procesos es más relevante en los océanos que en las aguas continentales.
La meteorización de las rocas conduce a la emigración de los cuatro cationes mayoritarios hacia las aguas. Hay además un enriquecimiento en metales del agua por disolución de carbonatos, sulfatos, sulfuros y cloruros, sobre todo, esto es, además de óxidos e hidróxidos, cualquier sistema acuoso contiene otras especies de fisicoquímica más compleja como carbonatos, sulfuros y fosfatos.
De todo lo dicho se infiere la importancia que tiene la disolución y precipitación de diferentes especies. Puesto que el sistema de carbonatos regula fundamentalmente el pH y la alcalinidad de la mayoría de los sistemas acuáticos naturales, será la precipitación de carbonatos la que tendremos fundamentalmente en consideración.
La cantidad de una sal que se disuelve en agua depende de la naturaleza de la sal y de la temperatura. La solubilidad de una sal es la concentración que se disuelve a una temperatura dada. Si es suficientemente baja se establece el equilibrio de solubilidad entre el sólido y los iones disueltos. La constante de equilibrio KS se relaciona con la solubilidad, S:
MnXm(s) = n Mm+ + m Xn- KS=
S= 
S= Obsérvese que las concentraciones iónicas se refieren a concentraciones de equilibrio. Si las concentraciones iónicas son distintas a estas, el sistema no se encontrará en equilibrio. Es inmediato concluir mediante la aplicación del principio de Le Chatelier que si el producto iónico, esto es, el producto de las concentraciones actuales de los iones elevados a los correspondientes coeficientes, es menor que KS, entonces la sal se encontrará completamente disuelta y no habrá fase sólida. Por el contrario, si el producto iónico es mayor que KS, se producirá la precipitación de los iones para formar más fase sólida, hasta que el producto iónico iguale la constante de equilibrio de solubilidad.
Una última acotación. En muchos casos se denomina a la constante anterior producto de solubilidad, para indicar que se utilizan concentraciones iónicas. La constante de equilibrio termodinámica utiliza actividades iónicas y es para la que se reserva la denominación de constante de solubilidad. En este texto utilizaremos el segundo término, aunque refiriéndonos a concentraciones.
El estudio de especies iónicas en soluciones acuosas son de gran importancia en muchas áreas de la química, como por ejemplo en la electro-química (se utiliza en la refinación y obtención del cobre entre otras utilidades), en la química orgánica, en la medicina (química farmacológica), etc.
El equilibrio químico puede tener distintos niveles de complejidad. El nivel básico y más simple es aquel donde la especie es disuelta en “agua pura” sin otras especies ni iones en ella (lo cual sería un caso ideal), luego viene otro nivel más complejo donde hay iones comunes u otras sales que reaccionan entre ellas formando otras sales menos solubles (que es un caso más real y “cotidiano”). En este apunte se tratarán todas y se verán sus aplicaciones, consecuencias y utilidades.
ESPECIES IÓNICAS
Para poder distinguir una especie iónica, debemos recordar sus propiedades. En primer lugar, se define especie iónica como aquel compuesto que está unido por un enlace iónico. El enlace iónico está presente cuando entre 2 átomos o complejo atómico haya una diferencia de electronegatividad ≥2. Se sabe que en la realidad no existe un compuesto 100% iónico ni 100% covalente, sino que están en cierto porcentaje, como por ejemplo en el caso de NaCl, se tiene que este compuesto tiene 8.1% de naturaleza covalente y 91.9% naturaleza iónica. Esto se debe a que sólo podemos trabajar con probabilidades, y estos porcentajes corresponde a la probabilidad encontrar este compuesto en el estado correspondiente. Entonces, si un compuesto tiene más de un 50% de naturaleza iónica, entonces se dice que es un compuesto iónico. Si un compuesto tiene más de un 50% de naturaleza covalente, entonces se dice que es covalente.
Un enlace iónico se produce cuando una especie (átomo o conjunto de átomos) es más electronegativo que la otra. En estos casos se produce un “desplazamiento” de la nube electrónica, produciendo que los electrones pasen “más tiempo” alrededor de una especie que de la otra, lo cual causa que una especie esté más cargada negativamente y la otra positivamente, lo cual conduce a que se produzca una polaridad en la molécula.
Esta polaridad es lo que caracteriza a un enlace iónico.
Las propiedades fundamentales de los compuestos iónicos son:
1. todos son sólidos en condiciones normales (25 °C y 1 atm),
2. son solubles en H2O (y otros solventes polares),
3. sales fundidas son conductoras de electricidad,
4. soluciones con sales disueltas también son conductoras.
5. en estado sólido NO son conductores
Los compuestos iónicos se pueden dividir en 2 grupos: electrolitos fuertes y electrolitos débiles. Los electrolitos fuertes son aquellas que se ionizan casi al 100%, y los electrolitos débiles son aquellas que sólo un 5% de todo el compuesto sumergida en agua se disuelve. De los electrolitos débiles, o sales pocos solubles, será nuestro tema de estudio.
Ejm.:
• NaCl:
χNa= 0,9
χCl= 3,0
⇒ ∆χ= 3,0 - 0,9 = 2,1
Estos compuestos, al ser sumergidos en un medio acuoso se disocian formando iones mediante una ruptura heterolítica, ie, el compuesto más electronegativo atrae hacia él los electrones compartidos en el enlace si se le compara con su vecino, menos electronegativo.
Ejm.:
• NaCl:
Na• •Cl(s) + H2O→Na ↓ • • Cl → Na +(ac) +Cl−(ac)
en la figura anterior los • son los electrones que está compartiendo cada átomo. Al mezclar la sal en agua, ésta se disocia y se “rompe” el enlace (señalada en la flecha), donde el cloro se “lleva” los dos electrones del enlace, donde uno es del cloro y el otro es del sodio, creando así los iones Na+y Cl- cuando se disocian.
Esto sucede en los compuestos iónicos, ya que se tiene que una especie es más electronegativa que la otra (donde generalmente la otra es más bien electropositivo, lo cual significa que tiene una tendencia a perder electrones para quedar más estables), lo que genera una mayor atracción de los electrones hacia esa especie en vez de la otra. Esto no sucede con los compuestos covalentes, ya que en este caso, ambos compuestos tiene una electronegatividad similar, lo cual significa que ambos atraen a los electrones
con la misma “fuerza”, luego, en la disociación, el electrón de cada compuesto se va con
su correspondiente compuesto o átomo.
Estos compuestos son prácticamente insolubles en líquidos apolares como por ejemplo el benceno o octano (“gasolina”), esto se debe a que, como la sal es un compuesto polar, se necesita de 2 polos para poder romper el enlace que los mantiene unidos, sin embargo, los compuestos apolares sólo tienen 1 polo, lo cual sólo podrían “tirar” de el polo opuesto de la sal y el otro polo no tiene quien lo tire para separar la
sal.
Si tomamos el caso anterior, donde se mezcla cloruro de sodio en agua, la polaridad del agua “rompe” el enlace iónico y luego envuelve los iones con la zona de carga correspondiente del agua.
SALES POCO SOLUBLES
Una de las aplicaciones más sencillas en un equilibrio químico es el hallar la concentración de una sal poco soluble. Por ejemplo, si tomamos la disociación del cloruro de plata en un medio acuoso, tenemos lo siguiente:
AgCl( s)↔ Ag+(ac ) + Cl−(ac )
donde, al ser alcanzado el equilibrio, se llega que se ha disuelto sólo 1,67 x 10-5mol.
Aunque esta cifra pueda parecer insignificante para uno, este valor puede ser de gran importancia dentro de un laboratorio. Por esta razón, es de interés encontrar las solubilidades de distintas sales mediante expresiones cuantitativas. Para ello, procederemos a determinar la constante de equilibrio de la reacción
anterior:
K=[ Ag+][ Cl−]
[ AgCl(s)]
pero, recordando que la concentración de un sólido es una constante, entonces podemos
definir una nueva constante:
Kps=[Ag + ][Cl −]
Esta nueva constante es el producto de solubilidad de la sal cloruro de plata (AgCl). El producto de solubilidad es el producto entre la concentración de los iones formados por la sal poco soluble. Entonces, también podemos decir que esta constante nos puede decir cuán soluble es una sal, al obtener numéricamente una cantidad. Con esto, 5 podemos decir que: a mayor Kps implica mayor solubilidad, y a menor Kps implica menor solubilidad.
Como consecuencia, tenemos que la constante de equilibrio de la reacción anterior es el producto de las concentración de los iones disueltos en el medio acuoso. Por esta razón, se le ha llamado constante de producto iónico, o más comúnmente producto de solubilidad.
En la realidad, se suele utilizar este constante de equilibrio de electrolitos fuertes sólo en
los casos de baja solubilidad por 3 razones principalmente:
1. soluciones concentradas de electrolitos no son soluciones ideales, y las expresiones sencillas de la constante de equilibrio no son aplicables, sino que hay que buscar modelar de otra forma estas soluciones no-ideales con una rigurosidad mayor;
2. en problemas de análisis químico, se aprovecha la diferencia de solubilidad entre 2 sales (o más) poco solubles, donde tiene más valor lo deducido con la constante de equilibrio;
3. debido a la baja concentración, lo que implica pequeñas cantidades de sustancias que intervienen, no se puede calcular directamente la solubilidad de estas sales, sin embargo, se puede detectar pequeñas cantidades de iones sueltos mediante la medición de voltaje de una pila electroquímica. Estas mediciones dan directamente el Kps de la sal, y con esto se puede determinar la solubilidad de la sal en juego.
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