miércoles, 18 de agosto de 2010

SISTEMAS HOMOGENEOS Y HETEROGENEOS.

I.- SUSTANCIAS







Toda sustancia tiene un conjunto único de propiedades (características que nos permiten identificarlas) y distinguirlas de otras sustancias. Una sustancia tiene una composición fija y propiedades que la distinguen. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas.







Las propiedades físicas son las que podemos medir sin cambiar la identidad de la sustancia, por ejemplo, color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza. Las propiedades químicas describen la forma en que una sustancia puede cambiar (reaccionar) para formar otras sustancias.











II.- MEZCLAS







Cuando dos o más sustancias puras se mezclan y no se combinan químicamente, aparece una mezcla. Una mezcla puede ser separada en sus componentes (sustancias) simplemente por métodos físicos. Estas pueden ser clasificadas en homogéneas y heterogéneas.







a) Mezclas heterogéneas: no son uniformes; en algunos casos, puede observarse la discontinuidad a simple vista (sal y carbón, por ejemplo); en otros casos, debe usarse una mayor resolución para observar la discontinuidad.







b) Mezclas homogéneas: son totalmente uniformes (no presentan discontinuidades al ultramicroscopio) y presentan iguales propiedades y composición en todo el sistema, algunos ejemplos son la salmuera, el aire. Estas mezclas homogéneas se denominan soluciones.







El límite a partir del cual se distinguen los sistemas heterogéneos de los sistemas homogéneos lo constituye precisamente el ultramicroscopio. Los diferentes sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo se denominan fases.







Existen gran número de métodos para separar los componentes que forman una mezcla; en realidad, cada mezcla implicará el uso de uno o más métodos particulares para su separación en los componentes individuales. Describiremos brevemente solo algunos de estos métodos:







a) filtración: permite separar sólidos suspendidos en un líquido. Implica el pasaje de todo el líquido a través de un filtro, una placa de vidrio, etc.







b) destilación: permite la separación de sustancias de diferente punto de ebullición. Consiste en procesos de evaporación - condensación en los cuales se va enriqueciendo la fase vapor en el componente más volátil.







c) disolución: permite separar un sólido soluble en algún líquido de otro que no lo es.







d) reparto: separa sustancias de diferente solubilidad en otra fase. Consiste en adicionar otra fase al sistema en la cual se disuelva en gran proporción alguna sustancia del sistema original.







Una extensión más sofisticada de los últimos dos métodos, lo constituye la cromatografía.







III.- SOLUCIONES







Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias dispersadas como moléculas, átomos o iones, en vez de permanecer como agregados de regular tamaño.







Existen soluciones donde las sustancias que se mezclan tienen distintos estados de agregación; así, hay soluciones de gas en gas (en realidad, todas las mezclas de gases son soluciones), de gas en líquido, de líquido en líquido, de sólido en líquido, de sólido en sólido (aleaciones), etc (Tabla VI.1).







Una de las sustancias que forman la solución se denomina disolvente; suele ser el componente que se encuentra en mayor cantidad. La otra u otras sustancias en la solución se conocen como solutos.







Estado de la

solución
Estado del

disolvente
Estado del

soluto
Ejemplo

Gaseoso
Gaseoso
Gaseoso
Aire

Líquido
Líquido
Gaseoso
Oxígeno en agua

Líquido
Líquido
Líquido
Alcohol en agua

Líquido
Líquido
Sólido
Sal en agua

Sólido
Sólido
Gaseoso
Hidrógeno en Platino

Sólido
Sólido
Líquido
Mercurio en Plata

Sólido
Sólido
Sólido
Plata en Oro


Tabla VI.1: Clasificación de soluciones.











El solvente o disolvente es el componente considerado como la sustancia que disuelve al otro componente o soluto. Esta distinción, aunque arbitraria, es bastante útil. Cuando ambos son líquidos, y uno de ellos es mucho más abundante que el otro, se le llama disolvente al más abundante: en el vinagre, el agua es el disolvente y el ácido acético, el soluto; en un ácido acético ligeramente contaminado con agua, la situación es inversa. Pero en ocasiones, la denominación de soluto y solvente se realiza simplemente adjudicando el primer nombre a aquella sustancia que nos interesa más desde el punto de vista químico; así, en las soluciones concentradas de ácido sulfúrico (tienen 98 g de ácido por cada 2 g de agua) se llama convencionalmente soluto al ácido sulfúrico.







De acuerdo a la cantidad de soluto disuelto en cierta cantidad de solvente, las soluciones pueden denominarse:







a) Diluida: es aquella que contiene solamente una pequeña cantidad de soluto (o solutos) en relación a la cantidad de disolvente.







b) Concentrada: es aquella que contiene una gran proporción de soluto. Estos términos son tan imprecisos como las palabras "grande" o "pequeño", en realidad, estos términos serán usados de acuerdo a la máxima cantidad de soluto que puede disolverse -en esas condiciones- en esa cantidad de solvente (que obviamente cambia de acuerdo a las sustancias consideradas).







c) Saturada: precisamente, aquellas soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto posible disuelta en cierta cantidad de solvente, se denominan saturadas. La concentración de soluto en esas soluciones se denomina solubilidad; esta cantidad varía, en general, con la temperatura.







d) Sobresaturada: en ocasiones, un solvente disuelve mayor cantidad de soluto que la que es posible a esa temperatura (mayor que la solubilidad); ese tipo de soluciones se denomina sobresaturada. Una solución de este tipo no representa una situación estable y finalmente deriva en la solución saturada correspondiente y un exceso de soluto sin disolver.







Más adelante, volveremos sobre el tema de la solubilidad, pero previamente debemos analizar un modo de especificar las cantidades de cada sustancia presentes dentro del sistema.








IV.- MEDIDAS DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES







La concentración de una solución puede expresarse en forma cualitativa (utilizando los términos diluida o concentrada) o especificar en forma cuantitativa (determinando que cantidad de soluto tiene disuelto y en que cantidad de solvente), es decir conocer las cantidades relativas de los diversos componentes.







La composición se expresa de diferentes formas: podemos indicar la cantidad de una de las sustancias (soluto) respecto de la otra (solvente) o indicar la cantidad de una sustancia (soluto o solvente) respecto del sistema total (solución). Supongamos que tenemos una solución de dos componentes: A (disolvente) y B (soluto). Adoptamos la siguiente notación:











mA , mB = masa ( “peso” ) en gramos de A o B en solución



nA , nB = número de moles de A o B



VA , VB = volumen de A o B puros en litros.



V = volumen total de la solución en litros.











Las más importantes medidas de composición para soluciones líquidas son las siguientes:







IV.- 1.- Unidades físicas







a) Porcentaje en peso: % P/P







En realidad deberíamos expresarlo como "porcentaje en masa" de soluto. Corresponde a los g de soluto disueltos en 100 g de la solución. Podemos expresarla en forma matemática como sigue:























Ejemplo: Si tenemos una solución que contiene 40 g de agua (A) y 10 g de sacarosa (B), ¿cuál es el porcentaje en peso de sacarosa?















Esta es una de las medidas más simples y útiles; lo único que se necesita saber acerca de los componentes son sus masas, que se determinan experimentalmente, y cuya suma es siempre igual a la masa de la solución.











b) Porcentaje peso en volumen: %P/V







Corresponde a los g de soluto disueltos en 100 ml de la solución. La operación realizada puede reducirse a la siguiente fórmula:























donde m es la masa en g y V es el volumen en ml. Es obvio que será preferible esta unidad al %P/P cuando se trate de soluciones donde el solvente sea líquido o, incluso, gaseoso.







Ejemplo: 5 g de un soluto se disuelven en agua suficiente como para completar 150 ml de solución. Calcule el %P/V.







150 ml de solución ............... 5 g de soluto



100 ml de solución ............... x = 3,33 g. de soluto







La solución es 3,33 %P/V











Se debe notar que el volumen que se debe utilizar no es el del disolvente, sino el de la solución.











El % P/P puede convertirse en %P/V (y viceversa) si se conoce una propiedad de la solución como es la densidad. Esta propiedad nos permitirá el pasaje de volumen a masa de solución (y viceversa). El lector deberá comprobar que la densidad de la solución no es una expresión adecuada de la concentración de la solución ya que no indica las cantidades relativas de cada componente de la misma.



























c) Porcentaje volumen en volumen: %V/V























Corresponde a los ml de soluto disueltos en 100 ml de la solución. Se expresa normalmente como % V/V. Esta unidad de concentración es frecuentemente usada cuando soluto y solución son líquidos o gases.







Otras unidades de este tipo que suelen usarse son: g/litro (que implica los gramos de soluto disueltos en un litro de solución) y ppm (partes por millón; referidos a mg de soluto en 1 kg de solución o ml de soluto en 1 litro de solución).











IV.- 2.- Unidades químicas:







Las unidades de concentración usadas hasta ahora no involucran ningún concepto químico (como el mol ); por esa razón se denominan unidades de concentración físicas. Las unidades que describiremos a continuación implican conceptos químicos y, por tanto, se denominan unidades de concentración químicas.







a) Fracción molar: X







Es la relación del número de moles de soluto al número total de moles.



















Debido a que la cantidad definida arriba es esencialmente una fracción, sus valores deberán estar acotados por 0 y 1. Obviamente, los valores extremos implicarán componentes puros y no soluciones. Por otra parte, también es posible definir las fracciones molares para las otras sustancias presentes en la solución, en particular, para el solvente. La suma de las fracciones molares de todos los componentes de la solución deberá ser igual a 1, es decir X(soluto) + X(solvente) = 1.







Ejemplo: Si tenemos 3,42 g de sacarosa (C12H22O11, 342 g/mol) disueltos en 18,0 g de agua (18,0 g/mol), ¿cuáles son las fracciones molares de cada uno?







A partir de los pesos moleculares y de las masas es posible encontrar que la solución contiene 0,0100 mol de sacarosa y 1,00 mol de agua. Entonces:































El porcentaje molar es 100 veces la fracción molar; la solución del ejercicio anterior es 0.99 mol % en sacarosa y 99 mol % en agua.











b) Molaridad: M







Es el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.







Matemáticamente:



















Ejemplo: Se disuelven 0,0100 moles de sacarosa en agua y se añade más agua para llevar el volumen de la solución a 100 ml = 0,100 litro. Calcule la molaridad.



















Nótese que no se usaron 100 ml de agua. Se usó la cantidad necesaria para llevar el volumen de la solución a 100 ml.







Conociendo la molaridad de una solución es posible medir un determinado volumen de ella y calcular el número de moles de soluto en dicho volumen. Esta ventaja no impide que exista la desventaja (que no se presenta en la molalidad o en la fracción molar) de que la molaridad cambia al variar la temperatura debido a la expansión o contracción del volumen de la solución.







c) Molalidad: m



Es el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.



Se expresa:













Nótese que esta medida es la única que se expresa en función del solvente y no de la solución.





Ejemplo: Se disuelven 20 g de NaCl (58,5 g/mol) en 35 g de H2O. ¿Cuál será la molalidad de la solución?

























A continuación veremos un ejercicio donde se calcularán varias de las unidades de concentración anteriores:







Ejemplo: Una solución de 20,0% de etanol, C2H3OH y 80,0% de agua, en peso, tiene una densidad de 0,966 g/ml a 25 °C. Determine (a) la fracción mol, (b) la molalidad, (c) la molaridad del etanol en la solución.







Los pesos moleculares son 18,0 g/mol para el agua y 46,1 g/mol para el etanol. Podemos fijar una cantidad definida, pero arbitraria de solución, por ejemplo, 100 gramos. En estos 100 g de solución hay 20,0 g de etanol y 80,0 g de agua; los números de moles de los componentes son:







































(a) La fracción molar del etanol es:























b) A partir de la densidad se calcula el volumen de los 100 g de la solución:























y la molaridad de la solución con respecto al etanol es:























Ejemplo: Se prepara una solución disolviendo 86,53 g de carbonato de sodio, Na2CO3 , en agua, en un matraz volumétrico de 1000 ml a 20°C añadiendo agua hasta la marca y mezclando (Ver Figura VI.1). Determine la molaridad de la solución












Figura VI.1: Para preparar una solución de molaridad conocida se utiliza en el laboratorio un matraz volumétrico. Este indica el volumen que tendrá finalmente la solución. Se pesa la masa de soluto, se disuelve en un poco de disolvente y luego se agrega disolvente hasta alcanzar la marca indicada en el matraz.










El peso molecular del Na2CO3 es 105,99 g/mol. El número de moles usadas es



















El volumen de la solución es 1,000 l, la molaridad es por lo tanto 0,8164 moles/l.











Ejercicios Resueltos:







1) Cuando se evaporan 50 gramos de una solución de sulfato de sodio hasta completa sequedad se producen 20 gramos de sal. ¿Cuál es el porcentaje en peso de la sal en la solución?







Usando la definición:































2) Si 30 gramos de azúcar se disuelven en 100 gramos de agua, ¿Cuál es el porcentaje de azúcar en la solución?



























3) ¿Cuántos gramos de agua deberán usarse para disolver 150 gramos de cloruro de sodio para producir una solución al 20% en peso?



















Si se hace Z=g de solvente = g de H2O, se puede escribir entonces







de donde Z = 600 g de H2O.











4) Calcular la fracción molar de ácido sulfúrico en 100 g de solución al 20% (P/P).







Si el subíndice B se refiere al soluto, H2SO4 , se puede escribir:



























5) Se disuelven 25 g de metanol, CH3OH en 50 g de H2O. Calcular la fracción molar del metanol y del agua en la solución. (Pesos moleculares: H2O = 18 g/mol; CH3OH = 32 g/mol).







Se calculan primero nA ( solvente ) y nB ( soluto )



























La suma de las fracciones molares de una mezcla debe ser igual a 1:







xA + xB = 0,78 + 0,22 = 1,00







6) ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para preparar 2000 ml de solución 0,20M? (Peso molecular del NaCl = 58,5 g/mol).







2000 ml de solución = 2 litros de solución



















Peso NaCl = 0,4 moles x 58,5 g/mol = 23,4 g







O bien, empleando directamente la definición:



















de donde:







moles NaCl = 0,2 x 2 = 0,4mol



Peso NaCl = 0,4 mol x 58,5 g/mol = 23,4 g











7) ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 64,0 g de metanol, CH3OH , en 500 ml de solución?( Peso molecular del CH3OH = 32,0 g/mol )



















8) ¿Cuál es la molaridad de una solución al 40% de H2SO4 si la densidad es 1,19 g/ml?







Peso de un litro de solución = 1000 ml x 1,19 g/ml = 1190 g







Peso de H2SO4 en un litro de solución = 1190 x 40 / 100_ = 476 g











Moles de H2SO4 en un litro de solución = 476 g / 98 g/ mol = 4,86



















9) Calcular la molaridad de una solución de H2SO4 de densidad 1,10 g/ml y con 25% de H2SO4 en peso. (Peso molecular del H2SO4 = 98,1).







Peso de un litro de solución = 1000 ml x 1,10 g/ml = 1100 g







Número de gramos de H2SO4 en un litro = 1100 x 25 / 100 = 275 g























Como existen 2,80 moles de H2SO4 en un litro de solución, el ácido es 2,80 M.









Autoevaluación 1:



Una solución de H2SO4 tiene disueltos 4,14 g de ácido en 134,86 g H2O y tiene una densidad de 1,14 g/ml. Calcular el % P/P, M y X de ácido.



Rtas:

a)2,98 %P/P, 3,39 %P/V, 0,35 M, 0,315 m, X=0,0056

b) 3,07 %P/P, 3,50 %P/V, 0,31 M, 0,00031m, X=0,994

c) 0,029 %P/P, 0,034 %P/V, 29,78 M, 30,89m

Ver resultado








V.- PREPARACIÓN DE SOLUCIONES









Puede ocurrir que no se disponga del soluto que necesitamos para realizar la solución, pero sí contemos en el laboratorio con una solución ya preparada del mismo soluto cuya concentración conozcamos. A partir de ella o mezcla de distintas soluciones podemos obtener la solución que necesitamos.







Dilución: Llamamos así a la obtención de una solución de menor concentración a partir de una solución de mayor concentración por agregado de solvente.







La cantidad de cada soluto se mantiene (es decir, es la que contiene la solución original) pero cambia el volumen en el cual está contenido por lo cual su concentración desciende (este proceso se denomina dilución ya que la solución final es más diluida que la original).











Ejemplo 1: ¿Cuál será la concentración final de una solución que se obtiene mezclando 400 ml de solución de HCl 0,25 M con 300 ml de agua?







Es claro que la molaridad final debe dar menor a 0,25 M. La resolución del ejercicio implica determinar la cantidad de soluto presente:







1000 ml de solución ......... 0,25 moles de HCl



400 ml de solución ......... x = 0,10 moles de HCl







Estos 0,10 moles estarán en la solución final ( ya que el agua no aporta soluto) pero en un volumen final de 700 ml, en consecuencia:







700 ml de solución ......... 0,10 moles de HCl



1000 ml de solución ......... x = 0,14 moles de HCl Þ 0,14 M







Los problemas pueden complicarse en la medida que aparezcan más unidades de concentración. Lo veremos en el siguiente ejercicio:











Ejemplo 2: ¿Qué volumen de solución de HCl 35 % p/p y densidad 1,08 g/ml es necesario para preparar 100 ml de solución 2 M?







Para resolver este ejercicio, es necesario comprender que se trata de tomar un cierto volumen de una solución concentrada (en nuestro caso: 35 % p/p y densidad 1,08 g/ml ) y diluirla ( mediante el agregado de agua) hasta que su concentración sea 2 M. Debe observarse que la cantidad de soluto presente en la última solución (que podemos calcular fácilmente) debe estar presente en el volumen tomado de la primera solución (que en definitiva es nuestra incógnita). Comencemos por calcular la cantidad de moles en la solución final:







1000 ml de solución final ........ 2 moles de HCl



100 ml de solución final ......…. x = 0,2 moles de HCl







Estos 0,2 moles deben provenir de la solución inicial; para averiguar qué volumen de la misma los contiene, previamente deberemos convertirlos a masa ya que la unidad de concentración de la solución original (% p/p) se refiere precisamente a masa de soluto presente en cierta masa de solución. A partir de la molécula-gramo del HCl, podemos calcular que 0,2 moles son 7,3 g de HCl. Aplicamos ahora la definición de % p/p:







35 g de HCl ......... 100 g de solución inicial



7,3 g de HCl ....... x = 20,9 g de solución inicial







Por medio de la densidad calcularemos el volumen que implica esta masa de solución:







V = m / d = 20,9 g / 1,18 g/ml = 17,7 ml











Mezcla de soluciones: En estos casos se utilizan soluciones ya preparadas en las proporciones convenientes para obtener la solución que nosotros necesitamos.







Pueden ocurrir varias situaciones:







a) Mezclar dos o más soluciones con el mismo soluto pero de diferentes concentraciones.







b) Las soluciones mezcladas tienen solutos distintos y que no reaccionan entre sí.







c) Las soluciones mezcladas tienen solutos capaces de reaccionar químicamente entre ellos.







a) En ese caso, se obtendrá una solución resultante que tiene una concentración intermedia a todas las mezcladas.







Ejemplo: ¿Cuál será la concentración de una solución resultante de mezclar 200 ml de solución de NaOH 0,3 M y 250 ml de solución de NaOH 0,4 M?







Antes de resolver el ejercicio debe quedar claro para el lector que la concentración molar de la solución final no puede ser menor a 0,3 M ni mayor a 0,4 M . Para resolver este problema debemos averiguar la cantidad de soluto que aporta cada solución; esto podemos hacerlo recordando la definición de molaridad: una solución 0,3 M implicará la presencia de 0,3 moles de soluto (NaOH) en 1000 ml de solución.











1000 ml de solución ........ 0,3 moles de NaOH



200 ml de solución ........ x = 0,06 moles de NaOH







1000 ml de solución ........ 0,4 moles de NaOH



250 ml de solución ........ x = 0,1 moles de NaOH







Al mezclar ambas soluciones, tendremos 0,16 (0,1 + 0,06) moles de NaOH contenidos en un volumen total de 450 ml (200 + 250). Así:







450 ml de solución ......................... 0,16 moles de NaOH



1000 ml de solución ........ x = 0,36 moles de NaOH Þ 0,36 M







Es importante que el lector verifique que la molaridad final es intermedia a los valores originales y que, además, se asemeja más al valor de concentración de la solución de la cual se agregó mayor volumen.











b) En este caso varía la cantidad final de soluto y el volumen de la solución final obteniéndose una solución cuya concentración es intermedia respecto a los valores originales.







Ejemplo: ¿Cuál será la concentración final de una solución que se obtiene mezclando 400 ml de solución de HCl 0,25M con 300 ml de una solución 0,1M de HNO3?







1000 ml de solución ........... 0,25 moles de HCl



400 ml de solución ............. x = 0,1 mol de HCl







1000 ml de solución ............ 0,1 mol de HNO3



300 ml de solución............... x = 0,03 mol de HNO3







Ahora tenemos un volumen final de solución de 700 ml y una concentración molar de soluto de 0,13 moles; por lo tanto







700 ml de solución ..............0,13 moles de ácido



1000 ml de solución ........... x = 0,185 moles Þ 0,185 M











c) En este caso el problema es esencialmente estequiométrico; sólo será necesario utilizar conceptos de soluciones para calcular la cantidad de soluto que aporta cada solución. El resto deberá resolverse tal cual se ha realizado en el capítulo de estequiometría.







Ejemplo: Se mezclan 50 ml de una solución 3 M de HCl con 100 ml de una solución 4 M de NaOH. ¿Cuál será la concentración de la solución resultante?







Como los solutos de estas soluciones reaccionan entre sí, la solución resultante será de NaCl según la siguiente reacción:







HCl + NaOH → NaCl + H2O







De la solución de podemos obtener:







1000 ml .................... 3 moles de HCl



50 ml .................... x = 0,15 moles de HCl







De la solución NaOH:







1000 ml .................. 4 moles de NaOH



100 ml .................. x = 0,4 moles de NaOH







1 mol de HCl .................... 1 mol de NaOH



0,15 moles de HCl.............. x = 0,15 moles de NaOH







Los 0,4 – 0,15 = 0,25 de NaOH restantes quedarán como un exceso en la solución.







Ahora bien tenemos una solución de NaCl formada cuya concentración se calcula de la siguiente manera:















Se formarán 0,15 moles de NaCl y el volumen final de la solución será de 150 ml









Autoevaluación 2:



1) Calcular el volumen de solución 5 M de H2SO4 necesarios para preparar 250 ml de solución 0,5 M de H2SO4



Rta:

a)2500ml
b)25 ml





2) Calcular la molaridad resultante cuando 50 ml de solución de NaOH 2,3 M se mezclan con 60 ml de una solución de NaOH 1,2 M.



Rta:

a)1,7 M

b)2,31 M



3) Calcular la molaridad de una solución resultante de mezclar 125 ml de una solución de H2SO4 3 M con 220 ml de una solución de NaOH 5M.



Rta:

a) 1,09 M

b) 4,28 M



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VI.- SOLUBILIDAD Y ESTRUCTURA MOLECULAR







Se forma una solución cuando una sustancia se dispersa uniformemente en otra. Para que ello ocurra deben existir fuerzas de atracción entre el soluto y el disolvente comparables en magnitud a las existentes entre las partículas de soluto o entre las partículas de disolvente.



Cuando un sólido o un líquido se disuelven en un líquido, las moléculas de cada tipo deben perder algunas de sus vecinas del mismo tipo, cambiándolas por moléculas del otro tipo. Mientras mayor sea la fuerza de atracción entre las moléculas desiguales, mayor será la solubilidad. Sin embargo, mientras más intensas sean las fuerzas entre las moléculas del soluto entre sí y las del solvente entre sí, menor será su solubilidad. En definitiva, las intensas fuerzas de atracción entre las moléculas del disolvente y/o del soluto inhibirán la solubilidad, a menos que las moléculas de ambos componentes entre sí ejerzan una atracción comparable.



Existe una máxima que, aunque ambigua, ha sido muy usada por los químicos desde hace mucho tiempo:







"LO SEMEJANTE DISUELVE LO SEMEJANTE¨ es decir moléculas desiguales (soluto y solvente) con fuerzas de atracción similares se disolverán, en cambio moléculas desiguales con fuerzas de atracción diferente no se disolverán.



Figura VI. 2: Disolución de sal en agua







Por ejemplo, la sustancia iónica NaCl se disolverá fácilmente en agua debido a la interacción entre los iones Cl- , Na+, y las moléculas polares de agua H2O. Cuando el NaCl se añade al H2O las moléculas de agua se orientan sobre la superficie de los cristales de cloruro de sodio. El extremo positivo del dipolo de agua se orienta hacia los iones Cl-, y el extremo negativo del dipolo se orienta hacia los iones Na+. Las atracciones ión dipolo entre los iones Na+ y Cl- y las moléculas de agua tienen la suficiente fuerza como para sacar estos iones de sus posiciones dentro del cristal (Figura VI.2).







Un razonamiento similar nos llevará a deducir por qué los líquidos polares como el H2O no forman soluciones con los líquidos no polares como el CCl4. Las moléculas de agua forman fuertes interacciones puente de Hidrógeno entre sí, estas fuerzas de atracción necesitan ser superadas, y el CCl4 solo presenta fuerzas de London entre sus moléculas. Como podemos ver en la figura, hay una pequeña disolución pero no se puede considerar como una solución verdadera.







Entre los ejemplos de las moléculas muy solubles en agua están los siguientes:













También las especies con uniones iónicas se disuelven en gran proporción en agua debido a que las interacciones ión-dipolo son suficientemente importantes como para compensar las pérdidas de las estructuras de soluto y agua. En cambio, las sustancias con







moléculas no polares se disuelven muy poco en agua (Figura VI.3) dado que la interacción dipolo-dipolo inducido que habría entre soluto y solvente no compensa la pérdida de la interacción por puente de hidrógeno presente en el agua (tenga presente que en este caso las moléculas de soluto se atraen entre sí de una manera muy pobre, de modo que solo deben considerarse las interacciones soluto-solvente respecto de las solvente-solvente).












Figura VI. 3: El sólido molecular azúfre presenta una molécula S8, las cuales están unidas por fuerzas de London. Por ese motivo no se disuelven en un disolvente polar como es el H2O, pero si lo hacen en S2C, el cual también presenta fuerzas de London.







VI.- 1.- Factores que afectan la solubilidad





Como hemos indicado previamente, se llama solubilidad a la cantidad máxima de soluto que es posible disolver en cierta cantidad de solvente a cierta temperatura. La solubilidad puede expresarse en cualquiera de las unidades de concentración vistas previamente. Trataremos de discutir ahora porque se satura una solución, es decir, porque existe una cantidad máxima que puede disolverse en cierto solvente.



Para ello, considere un gas que se disuelve en un líquido (Figura VI.4), estando el sistema gas-líquido totalmente confinado en un recipiente. Las moléculas de gas se mueven en todas direcciones. Las moléculas gaseosas chocan frecuentemente con la superficie del líquido; pueden simplemente rebotar, pero hay también alguna probabilidad de que la molécula gaseosa sea capturada y se difunda en el seno del líquido. Por otra parte, una molécula del gas retenido en el líquido puede llegar a la superficie de éste con suficiente energía cinética para escapar y volver a ser parte de la fase gaseosa. A una temperatura fija (y por lo tanto, a una energía cinética fija), la velocidad a la cual las moléculas de gas entran al líquido, depende del número de colisiones con la superficie de éste, y, por lo tanto, de la presión del gas; la velocidad a la cual las moléculas de gas abandonan el líquido depende del número de las que ya están disueltas. Cuando la velocidad de escape del gas es igual a la disolución, la composición de la solución permanece constante; ya no se disuelve más gas. Decimos, entonces, que se ha establecido un equilibrio.















Figura VI.4: Gas disuelto en un líquido







Los procesos de captura y escape están ocurriendo todavía, pero las velocidades son iguales y no hay ya ningún cambio en la composición de la solución. Se dice entonces, que la solución está saturada. El concepto de equilibrio en este caso es el mismo que se estudió con relación a la presión de vapor de un líquido puro.







VI.- 1.-





a)Solubilidad de un gas en un líquido





Si se aumenta la presión del gas, el número de colisiones con la superficie aumenta también y lo mismo sucede con la velocidad de captura de las moléculas de gas por parte del líquido. La cantidad de gas disuelto aumenta entonces hasta que la velocidad de escape vuelve a ser igual a la nueva velocidad de captura. Por consiguiente, la solubilidad de un gas en un líquido aumenta al aumentar la presión. Una bebida gaseosa ( en la cual se ha burbujeado CO2 ) se mantiene a presión mayor que la atmosférica; cuando se quita la tapa, la presión disminuye, la solubilidad del gas se reduce y se produce burbujeo.







La solubilidad de un gas en un líquido aumenta al aumentar la presión.







Los aumentos de temperatura casi siempre disminuyen la solubilidad de los gases en los líquidos. Aunque la elevación de temperatura causa colisiones más frecuentes de las moléculas gaseosas contra la superficie líquida, el principal efecto producido consiste en que una mayor proporción de las moléculas disueltas tiene la energía cinética necesaria para escapar del líquido.







Los aumentos de temperatura casi siempre disminuyen la solubilidad de los gases en los líquidos.







La tabla VI.2 muestra las solubilidades en agua de los gases más comunes.












0 º C


25 ºC


50 ºC



N2
0,00294


0,00175
0,00122

O2
0,00694


0,00393
0,00266

H2
0,000192
0,000154


0,000129

CO2
0,335
0,145


0,076

SO2
22,83
9,41





Tabla VI.2: Solubilidades de gases en agua [g de gas/100 g de H2O]



y a 1 atm de presión total











Nótese la alta solubilidad del SO2 ; éste es uno de los casos en que la disolución va acompañada de una reacción química,







SO2 + H2O ¾¾¾¾® H2SO3 (ácido sulfuroso)










VI.- 1.- b) Solubilidad de un sólido en un líquido





Los sólidos se disuelven en los líquidos por medio de un proceso esencialmente igual al de la disolución de un gas, excepto en que no debemos visualizarlo como colisiones de moléculas de soluto con el disolvente, sino como una difusión del sólido, en la cual las moléculas de éste quedan rodeadas y, hasta cierto punto, unidas a las moléculas de disolvente. Cuando parte del soluto ha entrado en solución, algunas de sus moléculas serían recapturadas por el sólido, y la velocidad de esta redeposición aumentará a medida que aumente la concentración de la solución. Si la cantidad de soluto es suficiente, la solución llegará a tener una composición en la cual las velocidades de disolución y deposición serán iguales. En este punto, la solución está saturada. Cuando una solución está saturada, la velocidad de disolución (moléculas que entran en solución por segundo) es igual a la velocidad de deposición (moléculas que salen de la solución por segundo). Imagínese que se duplica el área superficial del sólido (cortándolo en trozos más pequeños). La velocidad de disolución se duplica; la velocidad de deposición se duplica; las dos velocidades siguen siendo iguales y la solución todavía está saturada. Por lo tanto, la solubilidad es independiente del área superficial. En este punto debemos establecer claramente la diferencia que existe entre solubilidad y velocidad de disolución. Un sólido finamente molido se disuelve más rápidamente que otro de gránulos voluminosos; la solución se satura más rápido, pero ello no significa que la cantidad total que pueda disolverse sea mayor. Análogamente, la agitación acelera el proceso de disolución, pero una vez que la solución está saturada, la agitación no logrará disolver más soluto.







Muchos pares de líquidos son completamente miscibles, esto es, se disuelven uno en el otro en todas proporciones. Entre los ejemplos podemos citar el agua y el ácido acético, el agua y el glicerol, el benceno y el tolueno. En tales casos, no existe el punto de saturación.







Sin embargo, existen otros pares de líquidos que sólo son parcialmente miscibles; cada uno se disuelve en el otro hasta cierto grado, produciendo dos soluciones saturadas. Aún los líquidos calificados de "inmiscibles". Por ejemplo, agua y tetracloruro de carbono, generalmente tienen una solubilidad medible uno en el otro. Uno de los ejemplos más comunes de inmiscibilidad parcial lo constituyen el agua y el éter dietílico, (C2H5)2O; cuando una mezcla de estos dos líquidos se agita a 25 °C, se obtienen dos capas: 94,1% agua y 5,9% éter (en peso) en la parte inferior 1,3% agua y 98,7% éter en la superior.







La solubilidad de un sólido en un líquido puede variar con la temperatura en cualquier dirección, como lo ilustra la siguiente tabla VI.3.











Tabla VI.3: [en g de soluto por 100g de H2O]








Temperatura



SOLUTO


20
40
60
80

Sacarosa C12H22O11


204


238


287


362



Carbonato de Litio ( Li2CO3 )


1,33


1,17


1,01


0,85











El comportamiento típico corresponde al de la sacarosa: la solubilidad de un sólido en un líquido generalmente aumenta al elevar la temperatura.







La disolución de un sólido produce dos fenómenos: (a) Las moléculas de soluto se separan, como sucede en la fusión ( e incluso en la evaporación ), lo que requiere un suministro de calor. (b) Las moléculas de soluto se asocian con moléculas de disolvente, con consiguiente desprendimiento de calor. Esta asociación entre las moléculas de soluto y las de disolvente se llama solvatación o, cuando el disolvente es agua, hidratación. Para la mayor parte de las soluciones de sólidos en líquidos, el efecto de "separación" es el que predomina.







La variación de la solubilidad con la temperatura puede pronosticarse al conocer si la disolución desprende o absorbe calor (Figura VI.5). Cuando 1 mol de Li2CO3 se disuelve en 220 moles de agua, se desprenden 3060 cal; cuando 1 mol de SO2 se disuelve en 2000 moles de agua, se desprenden 8554 cal. En ambos casos la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. Sin embargo, cuando 1 mol de sacarosa se disuelve en una gran cantidad de agua, se absorben 1320 cal. En este caso, la solubilidad aumenta al elevar la temperatura.







La regla general dice: si durante la disolución de un compuesto en otro se desprende calor, la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura; si se absorbe calor, la solubilidad aumenta con la temperatura.








Figura VI.5: En este gráfico podemos comparar la variación de la solubilidad con la temperatura de seis sales diferentes, cuando son disueltas en agua.










Ejemplo: Considérese las siguientes variaciones de entalpía a 25 °C:.







HgCl2 ( s ) ¾¾® HgCl2 ( g ) DH = +18,8 kcal







HgCl2 ( g ) + H2O ¾¾® HgCl2 ( ac ) DH = -15,5 kcal







donde ac implica que la especie está disuelta en agua. Decida si la solubilidad del HgCl2 (s) en agua aumentará o disminuirá con la temperatura.







Por la ley de Hess, podemos encontrar que el DH de disolución del HgCl2 es 3,3 kcal/mol:







HgCl2 (s) + H2O ¾¾¾¾®HgCl (ac) DH = 3,3 kcal/mol







Por ser DH > 0, el proceso es endotérmico. Por lo tanto, la solubilidad debe aumentar al elevarse la temperatura. Esta predicción se confirma experimentalmente: la solubilidad aumenta en un factor 7 al pasar de 20°C a 1000°C.







Si DH > 0 podemos decir que la solubilidad de un sólido en un líquido aumenta con la temperatura (Figura VI.6 b)). Si DH< 0 podemos decir que la solubilidad de un sólido en un líquido disminuye con la temperatura (Figura VI.6 a)).












Figura VI.6: La entalpía de la solución DH solución es la suma de los cambios de entalpía requeridos para separar las moléculas o iones del soluto DH separación y el cambio de entalpía que acompaña a su hidratación DH hidratación. a) Exotérmica b) Endotérmica


























En contraste con el efecto de la presión sobre los gases, las solubilidades de los sólidos son prácticamente independientes de las variaciones de presión, especialmente si los cambios son moderados. La solubilidad del cloruro de sodio, NaCl en agua, sólo varía por un factor de 1,025 al aumentar la presión de 1 a 1000 atm.











Las solubilidades de los sólidos son prácticamente independientes de las variaciones de presión.














VI.- 2.- Soluciones sobresaturadas





Según hemos dicho previamente, existe un cierto tipo de soluciones, denominadas sobresaturadas, que contienen mayor cantidad de soluto que el posible a esa temperatura. Esta situación suele producirse al enfriar bruscamente una solución saturada de una sustancia cuya solubilidad aumenta con el aumento de temperatura. Es esperable que el sistema "pierda" el exceso de soluto disuelto, sin embargo, suele generarse en esas condiciones una solución sobresaturada (Figura VI. 7). Esta, frente a alguna perturbación como agitación o agregado de un pequeño cristal, finalmente dará una solución saturada y soluto sólido.








Figura VI.7: Cuando una pequeña cantidad de azúcar se disuelve en 100 ml de agua (vaso izquierdo) obtenemos una solución de concentración determinada. Si se adiciona más cantidad que la que puede disolver, queda azúcar remanente (vaso derecho), obteniéndose una solución sobresaturada.










Las soluciones sobresaturadas son comunes, debido a que no es fácil iniciar el crecimiento de un cristal. El cristal embriónico debe formarse con diversas moléculas o iones, que tienen que unirse con la configuración correcta y permanecer así el tiempo suficiente para que se les depositen otras partículas. Este hecho no es imposible, pero sí es improbable, a menos que la sobresaturación sea muy elevada. Un cristal incipiente de sólo unas cuantas moléculas probablemente se desintegrará por causa de las colisiones, antes que pueda crecer por la adición de otras moléculas. Solamente cuando el cristal ha sobrepasado un tamaño crítico se asegura el crecimiento continuado. Este tamaño crítico puede no formarse o requerir mucho tiempo, y algunas soluciones sobresaturadas pueden persistir en su condición por tiempo indefinido -especialmente las que son viscosas- como las mieles de azúcares, en las cuales las moléculas no pueden recorrer fácilmente distancias largas. Es mucho más probable que la sobresaturación deje de existir por la deposición de moléculas de soluto sobre una partícula de polvo, sobre las paredes del recipiente o sobre cualquier otro sólido presente. Obviamente, el mejor núcleo de cristalización lo constituye un fragmento del propio soluto.







Al introducir esta "semilla", los cristales suelen formarse muy rápidamente, hasta dejar una solución saturada.







Las soluciones sobresaturadas de gases en líquidos también son muy comunes. Una burbuja, al igual que un cristal, tiene pocas probabilidades de sobrevivir antes de haber crecido hasta cierto tamaño crítico.







Es interesante observar que si se realiza un gráfico de solubilidad versus temperatura, todos los sistemas que estén ubicados sobre la curva obtenida serán soluciones saturadas; todos los sistemas ubicados por debajo serán soluciones no saturadas ( diluídas si están alejadas de la curva o concentradas si están muy cercanas) mientras que los sistemas que estén ubicados por encima de la curva representan, o una solución sobresaturada (sistema que no estará en equilibrio) o bien un sistema con dos fases: una solución saturada (correspondiente a esa temperatura) y el exceso de soluto sin disolver. En la Figura VI.8 se observa una típica curva de solubilidad obtenida para una sustancia cuya solubilidad aumenta con la temperatura. Los puntos 1, 2 y 3 representan soluciones no saturada, saturada y sobresaturada respectivamente. El punto 3, además, decantará finalmente en un sistema con dos fases: la solución saturada (2) y soluto sólido en exceso (diferencia entre los puntos 3 y 2):








Figura VI.8:

Diagrama de solubilidad vs Temperatura










Ejemplo 1: Calculemos la masa de soluto precipitado que se obtendrá cuando se enfríen 200 ml de solución saturada de CuSO4 a 100°C hasta 0°C si las solubilidades son respectivamente 700 y 150 g/l.







La masa de CuSO4 disuelta en 200 ml de solución saturada a 100 °C puede calcularse como:







1000 ml ........ 700 g de CuSO4



200 ml ...…… x = 140 g de CuSO4







En cambio, a 0°C solo puede haber disueltos en 200 ml:







1000 ml ........ 150 g de CuSO4



200 ml ........ x = 30 g de CuSO4











La diferencia entre ambas cantidades será la cantidad de CuSO4 sólido que se obtendrá, es decir, 110 g. Recuerde que esta será la situación final aunque inicialmente los 110 g puedan quedar disueltos, aún a 0°C, formando una solución sobresaturada.











Ejemplo 2: La solución saturada de KCl en agua a 80 ºC tiene una concentración 4,44 g/100 g de H2O. Al enfriar 150 g de una solución saturada desde 80 ºC hasta 60 ºC, la masa de sal precipitada es 3,28 g. Calcular la solubilidad de la sal a 60 ºC en gramos de sal/100 g de H2O.











En 104,4 g de solución ..................... 4,44 g de soluto a 80 ºC



150 g de solución ..................... x = 6,38 g de soluto







De los 150 g de solución, 6,38 g son de sal, el resto (143,62 g) son de H2O.



Como a 60 ºC la masa de sal precipitada es 3,28 g, la cantidad de sal que queda en solución será:



6,38 g – 3,28 g = 3,10 g de sal







La cantidad de agua que había inicialmente la tendremos al final, por lo tanto:







143,62 g de agua ..................... 3,10 g de sal



100 g de agua ..................... x = 2,15 g de sal







O sea, la solubilidad del KCl a 60 ºC es de 2,15 g sal / 100 g de agua.









Autoevaluación 3:

a) ¿Cuánto precipitará si 150 g de solución de Ba(NO3)2 se enfrían desde 60 ºC hasta 30 ºC? (Solubilidad a 60 ºC= 16,9 g/100 g de agua; solubilidad a 30 ºC= 12,6 g/100 g de agua).

Rta:

i) 2,79 g precipitados

ii) 5,52 g precipitados



b) ¿Qué fases y en qué cantidad se encontrarán si se disuelven 3,6 moles de Ba(NO3)2 en 280 ml de agua a 30 ºC?

FUENTE:UNLU.EDU.