Reacciones de intercambio iónico

Mecanismo de las reacciones de precipitación

Las reacciones de precipitación se clasifican en química como procesos ácido-base de intercambio. Su resultado principal es la formación de compuestos poco solubles o prácticamente insolubles, la mayoría de las veces sales e hidróxidos. A nivel micro, el mecanismo del proceso consiste en que, durante la formación de aniones, los pares electrónicos se desplazan en mayor o menor grado hacia los cationes.

Un ejemplo clásico y visual es la interacción entre el nitrato de plomo y el cromato de potasio. En la solución se encuentran los iones $Pb^{2+}$ y $CrO_4^{2-}$. Primero surge un estado intermedio: una solución sobresaturada. A continuación, de esta precipita el característico precipitado amarillo de cromato de plomo.

Sin embargo, esto no siempre ocurre así. La condición básica para la ausencia de reacción se formula de manera sencilla: si en la mezcla de sales iniciales todas las combinaciones posibles de iones dan solo compuestos altamente solubles, la reacción de intercambio no se lleva a cabo.

Reacciones de intercambio competitivas

En soluciones reales a menudo surge competencia: varios factores a la vez pueden tirar del equilibrio químico en direcciones opuestas. Consideremos la reacción ilustrativa entre el carbonato de calcio sólido ($CaCO_3$) y una solución de ácido acético ($CH_3COOH$). En este sistema actúan dos fuerzas opuestas.

• Factores que desplazan el proceso hacia la izquierda: la tendencia del sistema a conservar el precipitado sólido de carbonato de calcio y las moléculas de ácido acético, el cual es en sí mismo un electrolito débil.
• Factores que desplazan el proceso hacia la derecha: la formación de un nuevo ácido aún más débil, el ácido carbónico ($H_2CO_3$), el cual es inestable y se descompone instantáneamente en agua y dióxido de carbono ($CO_2$).

La experiencia demuestra que la liberación de dióxido de carbono actúa como un factor más fuerte, el denominado factor de control. Es precisamente por esto que el equilibrio se desplaza hacia la derecha y la reacción transcurre con éxito.

Paradojas de la solubilidad en el ejemplo de los sulfuros

Para comprender las sutilezas del intercambio químico es importante comparar los procesos que ocurren en direcciones opuestas. Tomemos dos sulfuros: el de hierro ($FeS$) y el de cobre ($CuS$). En las tablas de solubilidad estándar, ambas sustancias figuran como insolubles. Sin embargo, se comportan de manera totalmente diferente.

El sulfuro de hierro reacciona fácilmente con el ácido clorhídrico. Como resultado, se forma cloruro de hierro soluble y se libera sulfuro de hidrógeno ($H_2S$) en forma de gas. Aquí, el factor de control pasa a ser la formación de un electrolito débil (un gas).

Con los compuestos de cobre el panorama es inverso. Si se hace pasar sulfuro de hidrógeno a través de una solución de cloruro de cobre, precipita instantáneamente $CuS$ y se forma un ácido. En este caso, el factor de control resulta ser la formación de una sustancia insoluble, la cual suprime por completo la influencia de la acidez del medio.

La causa de este comportamiento radica en la diferencia colosal en los grados reales de solubilidad. Para ilustrarlo, imaginemos 1 kilómetro cúbico de agua. En un volumen tan enorme se disolverán nada menos que 200 kilogramos de sulfuro de hierro. En cambio, en ese mismo volumen solo podrán disolverse 0,24 miligramos de sulfuro de cobre. ¡La diferencia es de casi mil millones de veces! Precisamente esta solubilidad extremadamente baja hace que la precipitación del $CuS$ sea el factor dominante.

Predicción de procesos químicos

Los ejemplos con sulfuros demuestran que una evaluación cualitativa mediante las tablas de solubilidad habituales no siempre es suficiente. Cuando en la solución colisionan y compiten tendencias hacia la formación de diversos electrolitos débiles, para pronosticar con exactitud la dirección de la reacción se requiere un enfoque matemático. En tales casos es necesario utilizar las características cuantitativas de los procesos químicos: las constantes de equilibrio.

Preguntas de clases y exámenes

Qué más repasar sobre el tema

• Cálculo de la constante de equilibrio para procesos químicos competitivos
• Evaluación cuantitativa del grado de solubilidad de los precipitados (producto de solubilidad)
• Etapas físico-químicas de la formación de un precipitado a partir de una solución sobresaturada
• Clasificación y características de las reacciones ácido-base de intercambio

Otros temas de la sección «Capítulo 7. Clasificación de las reacciones químicas según los procesos electrónicos»

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