Solubilidad de los compuestos iónicos

En muchos líquidos polares, como el agua, son buenos disolventes para sustancias iónicas, o en general, sustancias covalentes polarizadas. En cambio, no son buenos disolventes para sustancias no polares, siendo estas la gran mayoría de las sustancias covalentes.

Para poder explicar de manera cuantitativa la capacidad de las distintas sustancias para disolverse en disolventes del tipo del agua, se ha enunciado el concepto de solubilidad, el cual explica que la solubilidad de un soluto en un disolvente, hace referencia a la cantidad máxima de dicho soluto que se pueda disolver en una cantidad concreta de disolvente o de disolución a una cierta temperatura.

La solubilidad se mide en cualquiera de las unidades usadas para expresar la composición de una disolución, es decir, en moles de soluto por litro de disolución, gramos de soluto por litros de disolución, etc.

Dependiendo de la cantidad de soluto, las disoluciones pueden ser de tres formas distintas:

• Saturadas
• Sobresaturadas
• Insaturadas

Disoluciones saturadas:

Son las disoluciones en las cuales las sustancias disueltas se encuentran en un equilibrio dinámico con el soluto que no está disuelto. En conclusión, este tipo de disoluciones contienen la máxima cantidad de soluto que sea posible, a una cierta temperatura.

Por ejemplo:

En el caso del cloruro de potasio, cuando este se encuentra en disolución acuosa saturada, el número de iones que en un tiempo determinado se disuelven, pasando del sólido a la disolución es igual al número de iones que se encuentran disueltos y pasan a estar en fase sólida, en el mismo tiempo.

Si se pudiera seguir a un ion de K^+ o de Cl^-, lo veríamos unas veces en el sólido que no está disuelto, y otras veces en la disolución.

K^+Cl^- (s) ↔ K^+ (aq) + Cl^- (aq) , produciendose hacia la derecha la disolución, y hacia la izquierda la cristalización.

Disoluciones sobresaturadas:

Son aquellas que contienen una cantidad determinada de soluto mayor que la que correspondería a la disolución saturada. Se trata de una situación no estable, de manera que , generalmente, basta la adición de poca cantidad de soluto para conseguir provocar la cristalización del soluto que se encuentra en exceso.

Disoluciones insaturadas:

Son las disoluciones que contienen poca cantidad de soluto, siendo ésta inferior incluso, a la cantidad que indica su solubilidad.

Hay diferentes factores que influyen en la solubilidad, como son el aumento de entropía, la energía de red, o el calor de hidratación  y disolución.

El valor de la solubilidad en el caso de los compuestos iónicos, no se predice fácilmente, pues en el proceso de la disolución de éstos, influyen al mismo tiempo distintos factores termodinámicos, como los anteriormente mencionados, así pues deberemos analizar por separado la influencia de cada uno de ellos.

Aumento de la entropía:

El cambio de la entropía, juega un importante papel en la disolución de compuestos iónicos, pues siempre que se produce una rotura de la red iónica que hace que se dispersen los iones, se produce también un aumento del desorden del sistema, y por lo cual, también se produce un aumento de la entropía de dicho sistema:

∆S > 0

Debido a que muchos de los procesos de disolución son endotérmicos (∆H > 0), la entropía aumenta , pudiendo contrarrestar la propia naturaleza del proceso, favorenciendo la espontaneidad de la disolución a una determinada temperatura.

Así, un proceso es espontáneo si en él se provoca una disminución de la entalpía libre (∆G < 0), pues la variación de la entalpía libre es ∆G = ∆H – T∆S, con que el término T∆S sea mayor que ∆H, el proceso de disolución será espontáneo aunque sea endotérmico. Y, cuanto mayor sea T∆S con respecto de ∆H, más se verá favorecida la espontaneidad del proceso de disolución, pues ∆G, será más negativo.

Energía de red:

La disolución de los compuestos iónicos se necesita la rotura completa de la red cristalina. Para esto se necesita aportar una cantidad de energía que sea igual en valor absoluto a la energía de red del compuesto, U.

Se puede predecir que los compuestos que tienen energía de red baja en valor absoluto, serán los más solubles.

Calor de hidratación:

En las disoluciones, también hay que tener en cuenta la influencia del disolvente, pues la presencia de un disolvente con una elevada constante dieléctrica εr, como por ejemplo en el caso del agua, hace que bajen bastante las fuerzas de atracción entre los iones lo que hace que se debiliten sus enlaces. Cuando se separan dichos iones de la res, en el caso del agua, las moléculas que poseen gran momento bipolar, se disponen con una orientación en torno a los iones positivos y negativos, uniéndose a éstos a través de intensas fuerzas, que hacen que se desprenda una gran cantidad de energía, o entalpía (calor de solvatación), que en el caso del agua, se llama calor de hidratación.

Así podemos decir, que los buenos disolventes para los compuestos iónicos son los que tienen constante y momento dipolar elevados.

Calor de disolución:

El calor de disolución o entalpía, se relaciona con el calor de hidratación y también con la energía de red:

∆H disolución = ΔH solvatación – U , siendo éstos dos últimos términos de valor negativo, pero generalmente el calor de solvatación es menor que la energía de red U. Así que, para la mayor parte de los compuestos iónicos :

∆H disolución > 0,  lo que implica que el proceso de disolución es endotérmico, por lo que según el principio de Le Chatelier, la disolución de los compuestos iónicos, al aumentar la temperatura, se ven favorecidos.