La solubilidad es una propiedad química que describe la capacidad de una sustancia, denominada soluto, para disolverse en otra sustancia, llamada disolvente, formando una mezcla homogénea conocida como disolución. La solubilidad se expresa generalmente en términos de la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de disolvente a una determinada temperatura y presión. Un compuesto insoluble, se caracteriza por no formar una mezcla heterogénea con el medio disolvente, aunque generalmente una fracción (minoritaria) de su concentración se ioniza en disolución y mantiene un equilibrio químico con el precipitado sólido. Estas son las condiciones que definen a una solución saturada en dónde el soluto de un compuesto en disolución se encuentra en equilibrio con su precipitado.
El equilibrio químico relacionado con el intercambio entre un precipitado y sus iones en disolución se le denomina producto de solubilidad, Kps. Esta es una constante termodinámica, la cual depende de las condiciones del entorno (temperatura, presión, número de moles). El equilibrio que representa al producto de solubilidad es el siguiente,
$$A_b B_a (s) \rightleftarrows A_b B_a (ac) \rightleftarrows bA^+ + aB^-$$
el cual indica que un par de iones no puede precipitar directamente como sólido (formación de sólido con carga), sino que es necesaria una etapa de asociación para formar a la especie neutra. La constante de producto de solubilidad se expresa por tanto de la siguiente manera (recuerde que el coeficiente de actividad de un sólido puro se considera igual a uno),
$$K_{ps(A_b B_a)} = [A^+]^b [B^-]^a$$
Observa que disponer del valor del producto de solubilidad de un compuesto permite determinar la concentración de los iones en disolución. Dada la dependencia de la solubilidad con la estequiometría, es posible desplazar al equilibrio modificando la concentración de los iones disueltos.
Factores que modifican el equilibrio de solubilidad
La solubilidad de las sales en disolución está determinada por la capacidad del medio, tanto en su constitución (naturaleza del disolvente) como en su composición (sales agregadas y condiciones de pH) y estado (temperatura, campos electromagnéticos aplicados), de mantener separados a los iones constituyentes. Tal y como se explica a continuación.
Efecto del ion común: En general, el incremento en la concentración de alguno de los iones en disolución desplaza al equilibrio hacia la formación del precipitado. Por ejemplo, agregando iones cloruro ($NaCl$) a una disolución que contiene a un precipitado de $AgCl$ que se encuentra en equilibrio con sus iones disueltos $Ag^+$ y $Cl^-$, se favorece la formación del precipitado $AgCl(s)$. A este fenómeno se le conoce como “efecto del ion común” (nota que el precipitado de cloruro de plata y la sal agregada e $NaCl$ comparten como ion común a $Cl^-$) y tiene su origen en el principio de Le Chatelier, el cual indica que siempre que un sistema en equilibrio (equilibrio de solubilidad) es perturbado (adición de iones), este se reajusta (la solubilidad aumenta) para contrarrestar cualquier cambio impuesto sobre él. Desde el punto de vista de la teoría de colisiones, la abundancia del ion $Cl^-$ sobre el ion $Ag^+$ incrementa la probabilidad de que este último (el ion de plata) interaccione con algún ion cloruro, favoreciendo la formación de la especie neutra $AgCl(ac)$ y posteriormente la del precipitado $AgCl(s)$.
Naturaleza del disolvente: Recuerda que la polaridad de un disolvente está determinada por su valor de constante dieléctrica $\epsilon$. Disolventes muy polares se caracterizan por valores altos de dicha constante. Estos favorecen la disociación de sales por estabilización de las cargas eléctricas en disolución (iones) mediante interacciones específicas, como las ion-dipolo permanente; a mayor fuerza de la interacción ion-medio, mayor es la estabilización del ion en disolución, disminuyendo la probabilidad de asociación de este con su contraión. Debido a su alta polaridad (y abundancia) el agua ($H_2O$, $\epsilon$ =78.5 a 25 °C), es el disolvente mayoritariamente utilizado en el análisis químico de muestras constituidas por distintos tipos de sales, tanto orgánicas como inorgánicas.
Interacciones específicas entre sales:Cualquier fenómeno que modifique el patrón de interacción entre las moléculas del soluto y las del disolvente puede a su vez modificar al producto de solubilidad. Por ejemplo, añadir una sal, que no tiene “ion común” con el precipitado, podrá favorecer la solubilidad de este debido a que los nuevos iones agregados favorecerán tanto a la separación de las cargas eléctricas (favorecen la dispersión de los iones), como a la interacción electrostática entre iones provenientes de distintas sales; un ion tendrá ahora distintos tipos de contraiones con los cuales podrá interaccionar, disminuyendo en cierta medida la probabilidad de la formación del precipitado inicial.
Valor de pH impuesto: El pH es uno de los factores químicos más representativos que modifican al equilibrio de solubilidad, particularmente determinante para la solubilidad de sales de ácidos débiles. El ion hidronio ($H_3O^+$) interacciona con el anión de la sal (formando un ácido débil), favoreciendo a la separación de iones e incrementando la solubilidad de la sal. Ejemplos típicos los constituyen los oxalatos, los sulfuros, los carbonatos y los fosfatos.
Temperatura: La formación de un precipitado depende en cierta medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre sus iones constituyentes. Una forma de atenuar dicha atracción es incrementando la energía cinética en disolución de los iones, lo cual se logra aumentando la temperatura de la disolución. Si dos (contra)iones, cuyas magnitudes de energía cinética son altas, se aproximan entre sí, podrán experimentar una colisión elástica ocasionando que cada ion tome una nueva y diferente trayectoria (los iones se dispersan), sin modificar sus valores de energía cinética. Como consecuencia, dichas colisiones se mantendrán en la disolución (mientras se imponga la misma condición de temperatura alta), previniendo que los iones se asocien para formar a la especie neutra y a su precipitado.
Referencias:
1. Christian, G. (2009). Química Analítica. Sexta edición. México, D.F.: McGraw-Hill.
2. Day, Jr., R. A. & Underwood, A. L. (1989). Química Analítica Cuantitativa. Quinta Edición. México: Prentice-Hall.