2.2 Termodinámica de los equilibrios de solubilidad
Como en todo proceso, hay dos factores que influyen en la posibilidad termodinámica de la disolución de sólidos iónicos: ΔH (variación energética) y ΔS (variación entrópica).
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Al estudiar el enlace químico y las propiedades de las sustancias ya viste el mecanismo de disolución de los compuestos iónicos, y cómo se destruyen las redes iónicas debido a las interacciones entre los iones y el disolvente. Como estás tratando con sustancias poco solubles, significa que su energía de red es alta, y resulta difícil romper la estructura cristalina.
Desde el punto de vista energético, casi todos los procesos de disolución de sustancias iónicas son endotérmicos (ΔH>0). Es decir, hay un aumento de energía química a costa de la disminución de la energía térmica: los iones hidratados tienen mayor energía que los iones en la red, como consecuencia de que las interacciones ión-ión existentes en la red son más intensas que las interacciones ión-dipolo del agua en la disolución.
La disolución queda favorecida cuanto menor sea la energía de red (las interacciones ión-ión) y mayores sean las interacciones ión-dipolo del agua,y de esa forma menos positiva (o incluso negativa) será ΔH.
En cuanto a ΔS, en el proceso de disolución siempre se produce un aumento de desorden, ya que los iones hidratados están más "libres" que los iones en la red. Por tanto ΔS, siempre es positiva.
La posibilidad termodinámica de realización de un proceso viene dada por ΔG , siendo ΔG = ΔH TΔS , de forma que cuanto más negativa es ΔG, más desplazado está el proceso en el sentido de formación de iones hidratados. Si ΔG es positiva, la tendencia del proceso es hacia la formación de iones en el cristal.
Si una sustancia es muy poco soluble, quiere decir que ΔH > TΔS, y el equilibrio está muy desplazado a la izquierda (el efecto entrópico no compensa al entálpico).
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Efecto de la temperatura en el desplazamiento de los equilibrios de solubilidad.
Si la mayoría de las reacciones de disolución son endotérmicas, significa que al aumentar la temperatura se mejora la solubilidad de las sustancias: al aumentar la temperatura, el sistema se desplaza en el sentido endotérmico, que precisamente es el de disolución del sólido.
Observa el vídeo, en el que se ve cómo forma el precipitado amarillo de PbI2 (s) y cómo se disuelve totalmente al calentar. Al dejar enfriar la disolución, se ve cómo vuelve a precipitar. El efecto de "lluvia de oro" producido resulta muy característico y espectacular.
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Valores de la constante de solubilidad
Cuanto menos espontáneo sea el proceso de disolución, menos sustancia se disolverá y menor será el valor de Ks. Hay valores muy pequeños de Ks, del orden de 10-50.
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¿Disolución endo o exotérmica?
La solubilidad de una sal muy poco soluble es de 0,038 g/L a 25 ºC y de 0,49 g/L a 50 ºC. Deduce el signo térmico del equilibrio de solubilidad de esa sal.
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Comparando constantes de solubilidad y solubilidad
Fíjate en los datos de las constantes de solubilidad de las tres sustancias e indica cuál es la respuesta correcta.
Sustancia | Ks |
AgCl | 1,8 10-10 |
AgBr | 5,4 10-13 |
AgI | 7,9 10-17 |
Las tres sustancias tienen la misma solubilidad.
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La sustancia menos soluble es el AgCl.
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La sustancia más insoluble es el AgI.
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Los tres procesos de disolución son endotérmicos.
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