Equilibrio de Solubilidad y Evolución de las Teorías Ácido-Base

Equilibrio de Solubilidad y Producto de Solubilidad

Algunos compuestos iónicos presentan buena solubilidad en el agua, de manera que, al disolverse, se disocian en sus iones. Sin embargo, otras sustancias iónicas con menor solubilidad se disuelven dando lugar a un estado de equilibrio entre los iones disueltos y la parte de la sal que no se ha disuelto (precipitado o fase sólida).

Estamos hablando de una disolución saturada (aquella que contiene la máxima cantidad de soluto disuelto a una temperatura determinada). Por tanto, ahora nos presentamos ante un problema de equilibrio donde se hace necesario el uso de una nueva constante de equilibrio: K_s o producto de solubilidad (definido por las concentraciones molares de las especies disueltas elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos).

Efecto del Ion Común

La adición de un ion común a un equilibrio de solubilidad conlleva que, para compensar dicha adición, la reacción se desplace hacia el lado donde no esté presente dicho ion; es decir, hacia la izquierda siempre. En ese sentido, se produce una mayor cantidad de precipitado o, lo que es lo mismo, disminuye la solubilidad de la sal. Por tanto: la adición de un ion común a un equilibrio de solubilidad conlleva una disminución de la solubilidad de la sal, tal y como hemos podido comprobar.

Criterio de Precipitación

Una sal poco soluble podría precipitar a partir de la mezcla de dos disoluciones en las que cada una de ellas aporta uno de los iones de los que está formada dicha sal. La condición para que se forme el precipitado es que el producto de solubilidad de la sal (K_s) sea menor que el producto de las concentraciones de los iones aportados por esas dos disoluciones (Q_s).

Teorías Ácido-Base

Teoría de Arrhenius

Según Arrhenius, un ácido es una sustancia que en disolución acuosa se disocia en sus iones, liberando iones H⁺. No obstante, esta teoría presenta limitaciones:

• Su definición se limita exclusivamente a disoluciones acuosas.
• Considera a los iones OH^- como los únicos responsables de la basicidad, descartando sustancias como el NO₃^-.
• El ion H⁺, debido a su pequeño tamaño, no puede existir libre en disolución acuosa; en realidad, se uniría a la parte negativa del dipolo del agua formando el ion hidronio (H₃O⁺).

Teoría de Brönsted-Lowry

Tales limitaciones hicieron necesaria una nueva teoría, cuya justificación ácido-base girara en torno al proceso de transferencia de protones. Según Brönsted-Lowry, un ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón (H⁺) a otra sustancia llamada base.

Esta teoría supera los inconvenientes de Arrhenius, ya que la nueva definición no se limita a disoluciones acuosas (es válida para cualquier disolvente) y permite clasificar como bases a especies como el NO₃^-, CN^-, entre otras.