14.13: Las solubilidades de las sales de los ácidos débiles

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En muchas operaciones químicas es una ventaja no sólo poder formar un precipitado sino poder redisolverlo. Afortunadamente, existe una amplia clase de sales escasamente solubles que casi siempre se pueden redisolver añadiendo ácido. Se trata de precipitados en los que el anión es básico; es decir, son las sales de ácidos débiles. Un ejemplo de tal precipitado es el carbonato de calcio, cuyo equilibrio de solubilidad es

\[\text{CaCO}_{3}\text{ }({s}) \rightleftharpoons \text{Ca}^{2+} ({aq}) + \text{CO}_{3}^{2-} ({aq}) \nonumber \]

Si ahora se agrega ácido a esta solución, algunos de los iones carbonato se protonan y se transforman en iones HCO ₃ ^—. Como resultado, se reduce la concentración del ion carbonato. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el sistema responderá a esta reducción tratando de producir más iones carbonato. Algún CaCo ₃ sólido se disolverá, y el equilibrio se desplazará hacia la derecha. Si se agrega suficiente ácido, la concentración de iones carbonato en la solución se puede reducir para hacer que el producto iónico (Q = c _Ca2+ × c _{CO ₃ ^2—}) sea más pequeño que el producto de solubilidad K _sp que el precipitado se disuelva.

Un comportamiento similar se muestra por otros precipitados que involucran aniones básicos. Prácticamente todos los carbonatos, sulfuros, hidróxidos y fosfatos que son escasamente solubles en agua pueden disolverse en ácido. Así, por ejemplo, podemos disolver precipitados como ZnS, Mg (OH) ₂ y Ca ₂ (PO ₄) ₃ porque todos los siguientes equilibrios

\[\text{ZnS}\text{ }({s})\rightleftharpoons \text{Zn}^{2+} ({aq}) + \text{S}^{2-} ({aq}) \nonumber \]

\[\text{Mg(OH)}_{2}\text{ }({s})\rightleftharpoons \text{Mg}^{2+} ({aq}) + \text{2OH}^{-} ({aq}) \nonumber \]

\[\text{Ca}_{3}(\text{PO}_{4})_{2}\text{ }({s})\rightleftharpoons \text{3Ca}^{2+} ({aq}) + \text{2PO}_{4}^{3-} ({aq}) \nonumber \]

puede ser desplazado hacia la derecha atacando las especies básicas S ^2—, OH ^— y PO ₄ ^3— con iones hidronio. Muy ocasionalmente encontramos una excepción a esta regla. El sulfuro de mercurio (II), HgS, es conocido por ser insoluble. El producto de solubilidad para el equilibrio

\[\text{HgS}\text{ }({s})\rightleftharpoons \text{Hg}^{2+} ({aq}) + \text{S}^{2-} ({aq} \nonumber \]

es tan diminuta que ni siquiera el ácido concentrado reducirá el ion sulfuro lo suficiente como para hacer Q más pequeño que K _sp.

Ocasionalmente, el cambio en el equilibrio solubilidad-producto causado por una disminución del pH puede ser indeseable. Un ejemplo de ello fue mencionado en la sección sobre calcógenos. La precipitación ácida puede ocurrir cuando los óxidos de azufre y otros contaminantes ácidos del aire se eliminan de la atmósfera. En algunas partes de Estados Unidos se han observado valores de pH tan bajos como 4.0. Estas soluciones ácidas disuelven mármol y piedra caliza (CaCo ₃) causando daños considerables a la propiedad. Esto es especialmente cierto en Europa, donde algunas estatuas y otras obras de arte han sido destruidas casi por completo durante el último medio siglo.