Unidad 4. Precipitación y disolución

UNIVERSIDAD DE SALAMANCA
AULA VIRTUAL DEL AGUA . Módulo B5. Química del Agua
Unidad 4. Precipitación y disolución
Capítulo 2
Solubilidad de óxidos e hidróxidos
Sección 1. Solubilidad de SiO 2
La sílice, en forma de cuarzo, se disuelve en agua a través de un proceso de
hidrólisis para dar ácido silícico, expresado arriba. El valor de la constante de
su producto de solubilidad indica también el valor de la solubilidad del cuarzo
que, a 25ºC, es del orden de 10-4 mol/L. Para sílice amorfa este valor es
ligeramente superior: Kam = 2. 10-3.
Sin embargo, el ácido silícico sufre sucesivos procesos de disociación a medida
que aumenta el pH, de tal manera que la cantidad total de sílice disuelta en
agua es la suma de la de las especies H4SiO 4, H3SiO 4- y H2SiO 42- .
Mediante la aplicación de las condiciones de equilibrio y los correspondientes
balances puede obtenerse una relación entre la cantidad total de sílice disuelta y
la concentración de las diferentes formas ionizadas de ácido silícico. Como se
ve, esta relación depende del pH.
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La forma gráfica de la expresión anterior puede verse en la figura. Se
representa, asimismo, la concentración de cada especie en función del pH. Se
comprueba que el proceso de disolución efectiva no tiene lugar hasta valores de
pH netamente básicos, por encima de 10.
Sección 2. Solubilidad de Al(OH)3 y otros hidróxidos
El hidróxido es la forma más insoluble de la mayor parte de los cationes
metálicos, por lo que es la solubilidad del hidróxido la propiedad que controla
la concentración de cationes metálicos en las aguas naturales. La solubilidad de
los hidróxidos depende fuertemente del pH, al participar el ión OH- en el
equilibrio de solubilidad. En la figura se presenta la solubilidad de los
hidróxidos de cationes metálicos de valencia +3, +2, +1. Obsérvese que la
pendiente de la curva depende de la valencia del catión.
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La disolución de hidróxido de aluminio (en forma de gibbsita o hidrargilita)
puede también describirse como proceso de combinación con iones hidrógeno.
Escrita de esta forma queda claro por qué la curva de solubilidad expuesta
anteriormente presenta pendiente igual a la carga del catión, es decir al número
de protones con los que se combina.
Sin embargo, la alta densidad de carga del catión produce la repulsión de
sucesivos protones de las moléculas de agua de su esfera de coordinación,
dando lugar a distintas especies hidrolizadas o hidroxocomplejos.
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En la figura se muestra la solubilidad (curva continua) y la concentración de
cada especie (curvas de trazos) en función del pH, según la expresión deducida
al aplicar las condiciones de equilibrio y los correspondientes balances. Se
observa que el catión Al3+ se encuentra más hidrolizado a medida que es mayor
el pH de la disolución. Asimismo, se ve que las zonas de pH de mayor
solubilidad son aquellas a las que existen las especies con mayor carga. La
solubilidad mínima tiene lugar precisamente en un margen intermedio de pH
que corresponde al de la mayor parte de las aguas naturales (lo cual es
afortunado, ya que este catión es ligeramente tóxico).
La expresión que da la abundancia de las diferentes especies de alumnio
expuesta anteriormente puede ser generalizada para cualquier sistema en el que
tengan lugar un número indeterminado de procesos sucesivos de hidrólisis,
siempre que la secuencia de reacciones sea del mismo tipo.
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Como ejemplo ilustrativo, consideremos el caso del catión Fe3+. Utilizando una
expresión del tipo general, puede construirse con cierta facilidad el diagrama
que relación la solubilidad (suma de concentraciones de especies férricas
disueltas) y la concentración de cada especie en función del pH.
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