El proceso de disolución En un capítulo anterior de este texto se presentaron las soluciones , que se definen como mezclas homogéneas de dos o más sustancias. A menudo, uno de los componentes de una solución está presente en una concentración significativamente mayor, en cuyo caso se denomina solvente . Los otros componentes de la solución presentes en concentraciones relativamente menores se llaman solutos . El azúcar es un sólido covalente compuesto por moléculas de sacarosa, C 12 H 22 O 11 . Cuando este compuesto se disuelve en el agua, sus moléculas se distribuyen uniformemente entre las moléculas del agua: C 12 H 22 O 11 ( s ) ⟶ C 12 H 22 O 11 ( a q ) El subíndice " aq " en la ecuación significa que las moléculas de sacarosa son solutos y, por tanto, están dispersas individualmente en la solución acuosa (el agua es el solvente). Aunque las moléculas de sacarosa son más pesadas que las de agua, permanecen dispersas en la solución; la gravedad no hace que se "asienten" con el tiempo. El dicromato de potasio, K 2 Cr 2 O 7 , es un compuesto iónico formado por iones incoloros de potasio, K + , e iones anaranjados de dicromato, C r 2 O 7 2− . Cuando se añade una pequeña cantidad de dicromato de potasio sólido al agua, el compuesto se disuelve y se disocia para dar lugar a iones de potasio e iones de dicromato distribuidos uniformemente en la mezcla ( ), como se indica en esta ecuación: K 2 C r 2 O 7 ( s ) ⟶ 2 K + ( a q ) + C r 2 O 7 2− ( a q ) Al igual que la mezcla de azúcar y agua, esta mezcla también es una solución acuosa. Sus solutos, los iones potasio y dicromato, permanecen dispersos individualmente entre las moléculas del solvente (agua). Cuando el dicromato de potasio (K 2 Cr 2 O 7 ) se mezcla con agua forma una solución homogénea de color naranja (créditos: modificación del trabajo de Mark Ott). Visite este laboratorio virtual para ver simulaciones de la disolución de sustancias covalentes e iónicas comunes (azúcar y sal) en agua. El agua se utiliza tan a menudo como solvente que la palabra solución ha llegado a implicar una solución acuosa para muchas personas. Sin embargo, casi cualquier gas, líquido o sólido puede actuar como solvente. Muchas aleaciones son soluciones sólidas de un metal disuelto en otro; por ejemplo, las monedas estadounidenses de cinco céntimos contienen níquel disuelto en cobre. El aire es una solución gaseosa, una mezcla homogénea de nitrógeno, oxígeno y otros gases. El oxígeno (un gas), el alcohol (un líquido) y el azúcar (un sólido) se disuelven en agua (un líquido) para formar soluciones líquidas. La da ejemplos de varias soluciones diferentes y de las fases de los solutos y los solventes. Diferentes tipos de soluciones Solución Soluto Solvente aire O 2 ( g ) N 2 ( g ) bebidas no alcohólicas Si se observan burbujas de gas dentro del líquido, la mezcla no es homogénea y, por tanto, no es una solución. CO 2 ( g ) H 2 O( l ) hidrógeno en paladio H 2 ( g ) Pd( s ) alcohol para fricciones H 2 O( l ) C 3 H 8 O( l ) (2-propanol) agua salada NaCl( s ) H 2 O( l ) latón Zn( s ) Cu( s ) Las soluciones presentan estos rasgos definitorios: Son homogéneas; después de mezclar una solución, esta tiene la misma composición en todos los puntos (su composición es uniforme). El estado físico de una solución -sólida, líquida o gaseosa- suele ser el mismo que el del solvente, como demuestran los ejemplos de la . Los componentes de una solución están dispersos a escala molecular; consisten en una mezcla de partículas de soluto separadas (moléculas, átomos o iones), cada una de ellas estrechamente rodeada por especies de solvente. El soluto disuelto en una solución no se sedimenta ni se separa del solvente. La composición de una solución, o las concentraciones de sus componentes, pueden variar de forma continua (dentro de unos límites determinados por la solubilidad de los componentes, que se analizan en detalle más adelante en este capítulo). La formación de soluciones La formación de una solución es un ejemplo de proceso espontáneo , un proceso que se produce en condiciones específicas sin necesidad de energía de alguna fuente externa. A veces se agita la mezcla para acelerar el proceso de disolución, pero no es necesario; al final se formará una solución homogénea. El tema de la espontaneidad es de vital importancia para el estudio de la termodinámica química y se trata con más detalle en un capítulo posterior de este texto. Para el análisis de este capítulo, bastará con considerar dos criterios que favorecen , pero no garantizan, la formación espontánea de una solución: una disminución de la energía interna del sistema (un cambio exotérmico, como se ha comentado en el capítulo anterior sobre termoquímica). un aumento de la dispersión de la materia en el sistema (lo que indica un aumento de la entropía del sistema, como se verá en el capítulo posterior sobre termodinámica). En el proceso de disolución, a menudo, pero no siempre, se produce un cambio de energía interna al absorber o evolucionar el calor. Cuando se forma una solución a partir de la distribución uniforme de las moléculas de soluto en un solvente, siempre se produce un aumento de la dispersión de la materia. Cuando las fuerzas intermoleculares de atracción entre las especies del soluto y del solvente en una solución no son diferentes de las presentes en los componentes separados, la solución se forma sin ningún cambio de energía. Esta solución se denomina solución ideal . Una mezcla de gases ideales (o de gases como el helio y el argón, que se acercan mucho al comportamiento ideal) es un ejemplo de solución ideal, ya que las entidades que componen estos gases no experimentan atracciones intermoleculares significativas. Cuando se conectan recipientes de helio y argón, los gases se mezclan espontáneamente debido a la difusión y forman una solución ( ). La formación de esta solución implica claramente un aumento de la dispersión de la materia, ya que los átomos de helio y de argón ocupan un volumen dos veces mayor que el que cada uno ocupaba antes de la mezcla. Las muestras de helio y argón se mezclan espontáneamente para dar una solución. También pueden formarse soluciones ideales cuando se mezclan líquidos estructuralmente similares. Por ejemplo, las mezclas de los alcoholes metanol (CH 3 OH) y etanol (C 2 H 5 OH) forman soluciones ideales, al igual que las mezclas de los hidrocarburos pentano, C 5 H 12 , y hexano, C 6 H 14 . Al colocar metanol y etanol, o pentano y hexano, en las bombillas mostradas en la se producirá la misma difusión y posterior mezcla de estos líquidos que se observa para los gases He y Ar (aunque a un ritmo mucho más lento), lo que da lugar a soluciones sin cambios significativos en la energía. Sin embargo, a diferencia de una mezcla de gases, los componentes de estas soluciones líquido-líquido sí experimentan fuerzas de atracción intermoleculares. Pero como las moléculas de las dos sustancias que se mezclan son estructuralmente muy similares, las fuerzas de atracción intermoleculares entre las moléculas similares y las diferentes son esencialmente las mismas, y el proceso de disolución, por lo tanto, no implica ningún aumento o disminución apreciable de la energía. Estos ejemplos ilustran cómo el aumento de la dispersión de la materia puede proporcionar por sí solo la fuerza motriz necesaria para provocar la formación espontánea de una solución. Sin embargo, en algunos casos, las magnitudes relativas de las fuerzas intermoleculares de atracción entre las especies de soluto y solvente pueden impedir la disolución. En el proceso de disolución intervienen tres tipos de fuerzas de atracción intermoleculares: soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-solvente. Como se ilustra en la , la formación de una solución puede verse como un proceso escalonado en el que se consume energía para superar las atracciones soluto-soluto y solvente-solvente (procesos endotérmicos) y se libera cuando se establecen las atracciones soluto-solvente (un proceso exotérmico denominado solvatación ). Las magnitudes relativas de los cambios de energía asociados a estos procesos escalonados determinan si el proceso de disolución en general liberará o absorberá energía. En algunos casos, las soluciones no se forman porque la energía necesaria para separar las especies de soluto y solvente es mucho mayor que la energía liberada por la solvatación. Esta representación esquemática de la disolución muestra un proceso escalonado que implica la separación endotérmica de las especies de soluto y solvente (pasos 1 y 2) y la disolución exotérmica (paso 3). Consideremos el ejemplo de un compuesto iónico que se disuelve en agua. La formación de la solución requiere que las fuerzas electrostáticas entre los cationes y los aniones del compuesto (soluto-soluto) se superen por completo, ya que se establecen fuerzas de atracción entre estos iones y las moléculas de agua (soluto-solvente). El enlace de hidrógeno entre una fracción relativamente pequeña de las moléculas de agua también debe superarse para dar cabida a cualquier soluto disuelto. Si las fuerzas electrostáticas del soluto son significativamente mayores que las fuerzas de solvatación, el proceso de disolución es significativamente endotérmico y el compuesto puede no disolverse en una medida apreciable. El carbonato de calcio, principal componente de los arrecifes de coral, es un ejemplo de este tipo de compuestos iónicos "insolubles" (vea la ). Por otro lado, si las fuerzas de solvatación son mucho más fuertes que las fuerzas electrostáticas del compuesto, la disolución es significativamente exotérmica y el compuesto puede ser altamente soluble. Un ejemplo común de este tipo de compuesto iónico es el cloruro de sodio, comúnmente conocido como sal de mesa. Como se señaló al principio de este módulo, la formación de soluciones espontáneas se ve favorecida, pero no garantizada, por los procesos de disolución exotérmica. Aunque muchos compuestos solubles se disuelven con la liberación de calor, algunos se disuelven de forma endotérmica. El nitrato de amonio (NH 4 NO 3 ) es uno de esos ejemplos y se utiliza para hacer compresas frías instantáneas, como la que aparece en la , que se usan para tratar lesiones. Una bolsa de plástico de paredes finas con agua se sella dentro de una bolsa más grande con NH 4 NO 3 sólido. Cuando se rompe la bolsa más pequeña, se forma una solución de NH 4 NO 3 que absorbe el calor del entorno (la zona lesionada a la que se aplica la compresa) y proporciona una compresa fría que disminuye la hinchazón. Las disoluciones endotérmicas como esta requieren un mayor aporte de energía para separar las especies de solutos que el que se recupera cuando los solutos se disuelven, pero son, no obstante, espontáneas debido al aumento del desorden que acompaña a la formación de la solución. Una bolsa de frío instantánea se enfría cuando ciertas sales, como el nitrato de amonio, se disuelven en el agua, un proceso endotérmico. Vea este breve video que ilustra los procesos de disolución endotérmicos y exotérmicos. Conceptos clave y resumen Una solución se forma cuando dos o más sustancias se combinan físicamente para producir una mezcla que es homogénea a nivel molecular. El solvente es el componente más concentrado y determina el estado físico de la solución. Los solutos son los otros componentes que suelen estar presentes en concentraciones inferiores a las del solvente. Las soluciones pueden formarse de forma endotérmica o exotérmica, dependiendo de las magnitudes relativas de las fuerzas de atracción intermolecular del soluto y del solvente. Las soluciones ideales se forman sin un cambio apreciable de energía. Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿En qué se diferencian las soluciones de los compuestos? ¿De otras mezclas? Una solución puede variar su composición, mientras que un compuesto no puede variar su composición. Las soluciones son homogéneas a nivel molecular, mientras que otras mezclas son heterogéneas. ¿Cuáles de las principales características de las soluciones son evidentes en las soluciones de K 2 Cr 2 O 7 mostradas en la ? Cuando el KNO 3 se disuelve en agua, la solución resultante es significativamente más fría que el agua original. (a) ¿La disolución del KNO 3 es un proceso endotérmico o exotérmico? (b) ¿Qué conclusiones puede sacar sobre las atracciones intermoleculares que intervienen en el proceso? (c) ¿Es la solución resultante una solución ideal? (a) El proceso es endotérmico ya que la solución está consumiendo calor. (b) La atracción entre los iones K + y N O 3 – es más fuerte que entre los iones y las moléculas de agua (las interacciones ion-ion tienen una energía más baja y negativa). Por lo tanto, el proceso de disolución aumenta la energía de las interacciones moleculares y consume la energía térmica de la solución para compensar la diferencia. c) No, se forma una solución ideal sin desprendimiento ni consumo de calor apreciable. Dé un ejemplo de cada uno de los siguientes tipos de soluciones: (a) un gas en un líquido (b) un gas en un gas (c) un sólido en un sólido Indique los tipos de atracción intermolecular más importantes en cada una de las siguientes soluciones: (a) La solución en la . (b) NO( l ) in CO( l ) (c) Cl 2 ( g ) in Br 2 ( l ) (d) HCl( g ) en benceno C 6 H 6 ( l ) (e) Metanol CH 3 OH( l ) in H 2 O( l ) (a) fuerzas ion-dipolo; (b) fuerzas dipolo-dipolo; (c) fuerzas de dispersión; (d) fuerzas de dispersión; (e) enlace de hidrógeno. Prediga si cada una de las siguientes sustancias sería más soluble en agua (solvente polar) o en un hidrocarburo como el heptano (C 7 H 16 , solvente no polar): (a) aceite vegetal (no polar) (b) alcohol isopropílico (polar) (c) bromuro de potasio (iónico) El calor se libera cuando se forman algunas soluciones; el calor se absorbe cuando se forman otras soluciones. Proporcione una explicación molecular de la diferencia entre estos dos tipos de procesos espontáneos. El calor se libera cuando el total de las fuerzas intermoleculares (IMF) entre las moléculas del soluto y del solvente son más fuertes que el total de las IMF en el soluto puro y en el solvente puro: Romper las IMF más débiles y formar las más fuertes libera calor. El calor se absorbe cuando el total de las IMF en la solución es más débil que el total de las del soluto puro y del solvente puro: Romper las IMF más fuertes y formar las más débiles absorbe el calor. Se pueden formar soluciones de hidrógeno en paladio exponiendo el metal Pd al gas H 2 . La concentración de hidrógeno en el paladio depende de la presión de gas H 2 aplicada, pero de una forma más compleja que la que puede describir la ley de Henry. En determinadas condiciones, se disuelven 0,94 g de hidrógeno gaseoso en 215 g de paladio metálico (densidad de la solución = 10,8 g cm 3 ). (a) Determine la molaridad de esta solución. (b) Determine la molalidad de esta solución. (c) Determine el porcentaje en masa de átomos de hidrógeno en esta solución. aleación mezcla sólida de un elemento metálico y uno o más elementos adicionales. solución ideal solución que se forma sin que se produzca un cambio de energía. solvatación proceso exotérmico en el que se establecen fuerzas de atracción intermoleculares entre el soluto y el solvente en una solución. proceso espontáneo cambio físico o químico que se produce sin la adición de energía de una fuente externa.

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Electrolitos Cuando algunas sustancias se disuelven en agua, sufren un cambio físico o químico que produce iones en solución. Estas sustancias constituyen una importante clase de compuestos llamados electrolitos . Las sustancias que no producen iones cuando se disuelven se denominan no electrolitos . Si el proceso físico o químico que genera los iones es esencialmente eficiente al 100 % (todo el compuesto disuelto produce iones), entonces la sustancia se conoce como un electrolito fuerte . Si solo una fracción relativamente pequeña de la sustancia disuelta sufre el proceso de producción de iones, se denomina electrolito débil . Las sustancias pueden identificarse como fuertes, débiles o no electrolíticas midiendo la conductancia eléctrica de una solución acuosa que contenga la sustancia. Para conducir la electricidad, una sustancia debe contener especies cargadas y libremente móviles. La más conocida es la conducción de electricidad a través de cables metálicos, en cuyo caso las entidades móviles y cargadas son los electrones. Las soluciones también pueden conducir la electricidad si contienen iones disueltos, y la conductividad aumenta a medida que aumenta la concentración de iones. La aplicación de un voltaje a los electrodos sumergidos en una solución permite evaluar la concentración relativa de los iones disueltos, ya sea cuantitativamente, midiendo el flujo de corriente eléctrica, o cualitativamente, observando el brillo de una bombilla incluida en el circuito ( ). Las soluciones de no electrolitos, como el etanol, no contienen iones disueltos y no pueden conducir la electricidad. Las soluciones de electrolitos contienen iones que permiten el paso de la electricidad. La conductividad de una solución electrolítica está relacionada con la fuerza del electrolito. Electrolitos iónicos El agua y otras moléculas polares son atraídas por los iones, como se muestra en la . La atracción electrostática entre un ion y una molécula con un dipolo se denomina atracción ion-dipolo . Estas atracciones desempeñan un papel importante en la disolución de los compuestos iónicos en el agua. Al disolverse el cloruro de potasio (KCl) en el agua, los iones se hidratan. Las moléculas polares de agua son atraídas por las cargas de los iones K + y Cl − . No se muestran las moléculas de agua situadas delante y detrás de los iones. Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, los iones del sólido se separan y se dispersan uniformemente por la solución porque las moléculas de agua rodean y disuelven los iones, reduciendo las fuertes fuerzas electrostáticas entre ellos. Este proceso representa un cambio físico conocido como disociación . En la mayoría de las condiciones, los compuestos iónicos se disocian casi por completo cuando se disuelven, por lo que se clasifican como electrolitos fuertes. Incluso con poca frecuencia, los compuestos iónicos solubles son electrolitos fuertes, ya que la pequeña cantidad que se disuelve se disociará completamente. Considere lo que ocurre a nivel microscópico cuando se añade KCl sólido al agua. Las fuerzas iónicas dipolares atraen el extremo positivo (hidrógeno) de las moléculas polares de agua a los iones negativos de cloruro en la superficie del sólido, y atraen los extremos negativos (oxígeno) a los iones positivos de potasio. Las moléculas de agua rodean a los iones K + y Cl − individuales, reduciendo las fuertes fuerzas interiónicas que unen a los iones y permitiendo que se desplacen hacia la solución como iones solvatados, como muestra la . La superación de la atracción electrostática permite el movimiento independiente de cada ion hidratado en una solución diluida a medida que los iones pasan de posiciones fijas en el compuesto no disuelto a iones ampliamente dispersos y solvatados en la solución. Electrolitos covalentes El agua pura es un conductor extremadamente pobre de electricidad porque está muy poco ionizada: solo dos de cada mil millones de moléculas se ionizan a 25 °C. El agua se ioniza cuando una molécula de agua cede un protón (ion H + ) a otra molécula de agua, dando lugar a iones de hidronio e hidróxido. H 2 O ( l ) + H 2 O ( l ) ⇌ H 3 O + ( a q ) + OH – ( a q ) En algunos casos, las soluciones preparadas a partir de compuestos covalentes conducen la electricidad porque las moléculas del soluto reaccionan químicamente con el solvente para producir iones. Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno puro es un gas formado por moléculas covalentes de HCl. Este gas no contiene iones. Sin embargo, una solución acuosa de HCl es muy buena conductora, lo que indica que existe una concentración apreciable de iones en la solución. Como el HCl es un ácido , sus moléculas reaccionan con el agua, transfiriendo iones H + para formar iones hidronio (H 3 O + ) e iones cloruro (Cl − ): Esta reacción es esencialmente 100 % completa para el HCl (es decir, es un ácido fuerte y, en consecuencia, un electrolito fuerte). Asimismo, los ácidos y las bases débiles que solo reaccionan parcialmente generan concentraciones relativamente bajas de iones cuando se disuelven en el agua y se clasifican como electrolitos débiles. El lector puede repasar el análisis de los ácidos fuertes y débiles que se expuso en el capítulo anterior de este texto en las clases de reacciones y la estequiometría. Conceptos clave y resumen Las sustancias que se disuelven en el agua para dar lugar a iones se denominan electrolitos. Los electrolitos pueden ser compuestos covalentes que reaccionan químicamente con el agua para producir iones (por ejemplo, ácidos y bases), o pueden ser compuestos iónicos que se disocian para dar lugar a sus cationes y aniones constitutivos, cuando se disuelven. La disolución de un compuesto iónico se ve facilitada por las atracciones ion-dipolo entre los iones del compuesto y las moléculas polares de agua. Las sustancias iónicas solubles y los ácidos fuertes se ionizan completamente y son electrolitos fuertes, mientras que los ácidos y las bases débiles se ionizan solo en una pequeña medida y son electrolitos débiles. Los no electrolitos son sustancias que no producen iones cuando se disuelven en agua. Ejercicios de fin de capítulo de Química Explique por qué los iones Na + y Cl − se disuelven fuertemente en el agua pero no en el hexano, un disolvente compuesto por moléculas no polares. Los cristales de NaCl se disuelven en agua, un líquido polar con un momento dipolar muy grande, y los iones individuales se solvatan fuertemente. El hexano es un líquido no polar con un momento dipolar nulo y, por tanto, no interactúa significativamente con los iones de los cristales de NaCl. Explique por qué las soluciones de HBr en benceno (un solvente no polar) son no conductoras, mientras que las soluciones en agua (un solvente polar) son conductoras. Considere las soluciones presentadas: (a) ¿Cuál de los siguientes esquemas representa mejor los iones de una solución de Fe(NO 3 ) 3 ( aq )? (b) Escriba una ecuación química balanceada que muestre los productos de la disolución del Fe(NO 3 ) 3 . (a) El Fe(NO 3 ) 3 es un electrolito fuerte, por lo que debería disociarse completamente en Fe 3+ y los iones de NO 3 – . Por lo tanto, (z) representa mejor la solución. (b) Fe ( NO 3 ) 3 ( s ) ⟶ Fe 3+ ( a q ) + 3 NO 3 – ( a q ) Compare los procesos que ocurren cuando el metanol (CH 3 OH), el cloruro de hidrógeno (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH) se disuelven en agua. Escriba ecuaciones y prepare esquemas que muestren la forma en que cada uno de estos compuestos está presente en su respectiva solución. ¿Cuál es la conductividad eléctrica esperada de las siguientes soluciones? (a) NaOH( aq ) (b) HCl( aq ) (c) C 6 H 12 O 6 ( aq ) (glucosa) (d) NH 3 ( aq ) (a) alta conductividad (el soluto es un compuesto iónico que se disociará cuando se disuelva); (b) alta conductividad (el soluto es un ácido fuerte y se ionizará completamente cuando se disuelva); (c) no conductivo (el soluto es un compuesto covalente, ni ácido ni base, no reacciona con el agua); (d) baja conductividad (el soluto es una base débil y se ionizará parcialmente cuando se disuelva). ¿Por qué la mayoría de los compuestos iónicos sólidos no son conductores de la electricidad, mientras que las soluciones acuosas de compuestos iónicos son buenas conductoras? ¿Espera que un compuesto iónico líquido (fundido) sea conductor o no conductor de la electricidad? Explique. Indique el tipo de atracción intermolecular más importante responsable de la solvatación en cada una de las siguientes soluciones: (a) las soluciones en la (b) metanol, CH 3 OH, disuelto en etanol, C 2 H 5 OH. (c) metano, CH 4 , disuelto en benceno, C 6 H 6 . (d) el halocarburo polar CF 2 Cl 2 disuelto en el halocarburo polar CF 2 ClCFCl 2 . (e) O 2 ( l ) en N 2 ( l ) (a) ion-dipolo; (b) enlaces de hidrógeno; (c) fuerzas de dispersión; (d) atracciones dipolo-dipolo; (e) fuerzas de dispersión. disociación proceso físico que acompaña la disolución de un compuesto iónico en la que los iones que constituyen el compuesto se disuelven y se dispersan por la solución. electrolito sustancia que produce iones cuando se disuelve en agua. atracción ion-dipolo atracción electrostática entre un ion y una molécula polar. no electrolítico sustancia que no produce iones cuando se disuelve en agua. electrolito fuerte sustancia que se disocia o ioniza completamente cuando se disuelve en agua. electrolito débil sustancia que se ioniza solo parcialmente cuando se disuelve en agua.

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Solubilidad Imagine que añade una pequeña cantidad de azúcar a un vaso de agua, revuelve hasta que todo el azúcar se haya disuelto y luego añade un poco más. Puedes repetir este proceso hasta que la concentración de azúcar de la solución alcance su límite natural, un límite determinado principalmente por las fuerzas relativas de atracción soluto-soluto, soluto-disolvente y solvente-solvente que se estudiaron en los dos módulos anteriores de este capítulo. Puede estar seguro de que ha alcanzado este límite porque, por mucho tiempo que remueva la solución, sigue habiendo azúcar sin disolver. La concentración de azúcar en la solución en este punto se conoce como su solubilidad. La solubilidad de un soluto en un determinado solvente es la concentración máxima que puede alcanzarse en unas condiciones determinadas cuando el proceso de disolución está en equilibrio . Cuando la concentración de un soluto es igual a su solubilidad, se dice que la solución está saturada de ese soluto. Si la concentración del soluto es inferior a su solubilidad, se dice que la solución es insaturada . Una solución que contiene una concentración relativamente baja de soluto se llama diluida, y una con una concentración relativamente alta se llama concentrada. Utilice esta simulación interactiva para preparar varias soluciones saturadas. Se pueden preparar soluciones en las que la concentración de un soluto supere su solubilidad. Se dice que tales soluciones están sobresaturadas , y son ejemplos interesantes de estados de no-equilibrio (un tratamiento detallado de este importante concepto se proporciona en los capítulos del texto sobre el equilibrio). Por ejemplo, la bebida carbonatada en un recipiente abierto que aún no se ha "desinflado" está sobresaturada de gas carbónico; con el tiempo, la concentración de CO 2 disminuirá hasta alcanzar su solubilidad. Vea este impresionante video que muestra la precipitación de acetato de sodio a partir de una solución sobresaturada. Soluciones de gases en líquidos Como para cualquier solución, la solubilidad de un gas en un líquido se ve afectada por las fuerzas de atracción intermoleculares entre las especies del soluto y del solvente. Sin embargo, a diferencia de los solutos sólidos y líquidos, cuando un soluto gaseoso se disuelve en un solvente líquido no hay que superar ninguna atracción intermolecular (vea la ) , ya que los átomos o moléculas que componen un gas están muy separados y experimentan interacciones insignificantes. En consecuencia, las interacciones soluto-disolvente son el único factor energético que afecta a la solubilidad. Por ejemplo, la solubilidad en agua del oxígeno es aproximadamente tres veces mayor que la del helio (hay mayores fuerzas de dispersión entre el agua y las moléculas de oxígeno más grandes), pero 100 veces menor que la solubilidad del clorometano, CHCl 3 (las moléculas polares de clorometano experimentan una atracción dipolar hacia las moléculas polares de agua). Asimismo, cabe destacar que la solubilidad del oxígeno en el hexano, C 6 H 14 , es aproximadamente 20 veces mayor que en el agua, ya que existen mayores fuerzas de dispersión entre el oxígeno y las moléculas más grandes del hexano. La temperatura es otro factor que afecta a la solubilidad, ya que la solubilidad del gas suele disminuir a medida que aumenta la temperatura ( ). Esta relación inversa entre la temperatura y la concentración de gases disueltos es la responsable de uno de los mayores impactos de la contaminación térmica en las aguas naturales. Las solubilidades de estos gases en el agua disminuyen al aumentar la temperatura. Todas las solubilidades se midieron con una presión constante de 101,3 kPa (1 atm) de gas sobre las soluciones. Cuando la temperatura de un río, lago o arroyo aumenta, la solubilidad del oxígeno en el agua disminuye. La disminución de los niveles de oxígeno disuelto puede tener graves consecuencias para la salud de los ecosistemas acuáticos y, en casos graves, puede provocar la muerte de peces a gran escala ( ). (a) Las pequeñas burbujas de aire en este vaso de agua enfriada se formaron cuando el agua se calentó a temperatura ambiente y la solubilidad de su aire disuelto disminuyó. (b) La disminución de la solubilidad del oxígeno en las aguas naturales sometidas a contaminación térmica puede provocar la muerte de peces a gran escala (créditos: a: modificación del trabajo de Liz West; b: modificación del trabajo del Servicio de Pesca y Vida Silvestre de los EE. UU.). La solubilidad de un soluto gaseoso también se ve afectada por la presión parcial del soluto en el gas al que se expone la solución. La solubilidad del gas aumenta a medida que aumenta su presión. Las bebidas carbonatadas son un buen ejemplo de esta relación. El proceso de carbonatación consiste en exponer la bebida a una presión relativamente alta de gas de dióxido de carbono y luego sellar el envase de la bebida, saturando así la bebida con CO 2 a esta presión. Cuando se abre el envase de la bebida, se oye el conocido silbido al liberarse la presión del gas de dióxido de carbono, y suele verse parte del dióxido de carbono disuelto abandonando la solución en forma de pequeñas burbujas ( ). En este punto, la bebida está sobresaturada de dióxido de carbono y, con el tiempo, la concentración de dióxido de carbono disuelto disminuirá hasta su valor de equilibrio y la bebida se volverá "plana". Al abrir la botella de bebida carbonatada se reduce la presión del dióxido de carbono gaseoso sobre la bebida. La solubilidad del CO 2 se reduce así, y puede verse que parte del dióxido de carbono disuelto sale de la solución en forma de pequeñas burbujas de gas (créditos: modificación del trabajo de Derrick Coetzee). Para muchos solutos gaseosos, la relación entre la solubilidad, C g , y la presión parcial, P g , es proporcional: C g = k P g donde k es una constante de proporcionalidad que depende de las identidades del soluto gaseoso y del solvente así como de la temperatura de la solución. Esta es una proposición matemática de la ley de Henry : la cantidad de un gas ideal que se disuelve en un volumen definido de líquido es directamente proporcional a la presión del gas. Aplicación de la ley de Henry A 20 °C, la concentración de oxígeno disuelto en el agua expuesta al oxígeno gaseoso a una presión parcial de 101,3 kPa es de 1,38 × 10 −3 mol L −1 . Utilice la ley de Henry para determinar la solubilidad del oxígeno cuando su presión parcial es de 20,7 kPa, la presión aproximada del oxígeno en la atmósfera terrestre. Solución Según la ley de Henry, para una solución ideal la solubilidad, C g , de un gas (1,38 × 10 −3 mol L −1 , en este caso) es directamente proporcional a la presión, P g , del gas no disuelto sobre la solución (101,3 kPa en este caso). Dado que se conocen tanto C g como P g , esta relación se puede reagrupar y utilizar para resolver k . C g = k P g k = C g P g = 1,38 × 10 -3 mol L -1 101,3 kPa = 1,36 × 10 -5 mol L -1 kPa -1 Ahora, use k para encontrar la solubilidad a la presión más baja. C g = k P g 1,36 × 10 -5 mol L -1 kPa -1 × 20,7 kPa = 2,82 × 10 -4 mol L -1 Tenga en cuenta que se pueden utilizar varias unidades para expresar las cantidades que intervienen en este tipo de cálculos. Se acepta cualquier combinación de unidades que se ajuste a las limitaciones del análisis dimensional. Compruebe lo aprendido La exposición de una muestra de 100,0 mL de agua a 0 °C a una atmósfera que contiene un soluto gaseoso a 152 torr produjo una disolución de 1,45 × 10 −3 g del soluto. Utilice la ley de Henry para determinar la solubilidad de este soluto gaseoso cuando su presión es de 760 torr. Respuesta: 7,25 × 10 −3 en 100,0 mL o 0,0725 g/L Contaminación térmica y solubilidad del oxígeno Una determinada especie de trucha de agua dulce requiere una concentración de oxígeno disuelto de 7,5 mg/L. ¿Podrían estos peces prosperar en un arroyo de montaña contaminado térmicamente (la temperatura del agua es de 30,0 °C, la presión parcial del oxígeno atmosférico es de 0,17 atm)? Utilice los datos de la para estimar un valor de la constante de la ley de Henry a esta temperatura. Solución En primer lugar, estime la constante de la ley de Henry para el oxígeno en el agua a la temperatura especificada de 30,0 °C (la indica que la solubilidad a esta temperatura es de aproximadamente ~1,2 mol/L).). k = C g P g = 1,2 × 10 -3 mol/L/1,00 atm = 1,2 × 10 -3 mol/L atm A continuación, utilice el valor de k para calcular la solubilidad del oxígeno a la presión parcial de oxígeno especificada, 0,17 atm. C g = k P g = ( 1,2 × 10 -3 mol/L atm ) ( 0,17 atm ) = 2,0 × 10 -4 mol/L Finalmente, convierta esta concentración de oxígeno disuelto de mol/L a mg/L. ( 2,0 × 10 -4 mol/L ) ( 32,0 g/1 mol ) ( 1.000 mg/g ) = 6,4 mg/L . Esta concentración es inferior al valor mínimo requerido de 7,5 mg/L, por lo que estas truchas probablemente no prosperarían en el arroyo contaminado. Compruebe lo aprendido ¿Qué concentración de oxígeno disuelto se espera para el arroyo de arriba cuando vuelva a tener una temperatura normal en verano de 15 °C? Respuesta: 8,2 mg/L Enfermedad por descompresión o "The Bends" La enfermedad de descompresión (DCS), o "The Bends" (el malestar), es un efecto del aumento de la presión del aire inhalado por los buceadores cuando nadan bajo el agua a profundidades considerables. Además de la presión ejercida por la atmósfera, los buceadores están sometidos a una presión adicional debida al agua que tienen encima, experimentando un aumento de aproximadamente 1 atm por cada 10 m de profundidad. Por lo tanto, el aire inhalado por un buceador mientras está sumergido contiene gases a la correspondiente presión ambiental más alta, y las concentraciones de los gases disueltos en la sangre del buceador son proporcionalmente más altas según la ley de Henry. A medida que el buceador asciende a la superficie del agua, la presión ambiental disminuye y los gases disueltos se vuelven menos solubles. Si el ascenso es demasiado rápido, los gases que se escapan de la sangre del buceador pueden formar burbujas que pueden causar una serie de síntomas que van desde sarpullidos y dolor en las articulaciones hasta la parálisis y la muerte. Para evitar el DCS, los buceadores deben ascender desde las profundidades a velocidades relativamente lentas (10 o 20 m/min) o, de lo contrario, realizar varias paradas de descompresión, haciendo una pausa de varios minutos a determinadas profundidades durante el ascenso. Cuando estas medidas preventivas no funcionan, los buceadores con DCS suelen recibir terapia de oxígeno hiperbárico en recipientes presurizados llamados cámaras de descompresión (o recompresión) ( ). Los investigadores también estudian las reacciones y defensas corporales relacionadas para desarrollar mejores pruebas y tratamientos para la enfermedad por descompresión. Por ejemplo, Ingrid Eftedal, barofisióloga especializada en las reacciones corporales al buceo, demostró que los glóbulos blancos sufren cambios químicos y genéticos como consecuencia de la enfermedad; estos pueden utilizarse potencialmente para crear pruebas de biomarcadores y otros métodos para tratar la enfermedad por descompresión. (a) Los buzos de la Marina estadounidense se entrenan en una cámara de recompresión. (b) Los buzos reciben oxigenoterapia hiperbárica. Las desviaciones de la ley de Henry se observan cuando se produce una reacción química entre el soluto gaseoso y el solvente. Así, por ejemplo, la solubilidad del amoníaco en el agua aumenta más rápidamente con el aumento de la presión de lo que predice la ley, porque el amoníaco, al ser una base, reacciona en cierta medida con el agua para formar iones de amonio e iones de hidróxido. Los gases pueden formar soluciones sobresaturadas. Si una solución de un gas en un líquido se prepara a baja temperatura o bajo presión (o ambas), a medida que la solución se calienta o se reduce la presión del gas, puede sobresaturarse. En 1986, más de 1.700 personas murieron en Camerún cuando una nube de gas, casi seguro dióxido de carbono, brotó del lago Nyos ( ), un lago profundo en un cráter volcánico. El agua del fondo del lago Nyos está saturada de dióxido de carbono por la actividad volcánica que hay debajo. Se cree que el lago sufrió un recambio debido al calentamiento gradual desde abajo del lago, y el agua más caliente y menos densa saturada de dióxido de carbono llegó a la superficie. En consecuencia, se liberaron enormes cantidades de CO 2 disuelto, y el gas incoloro, más denso que el aire, fluyó por el valle debajo del lago y asfixió a los seres humanos y a los animales que vivían en el valle. (a) Se cree que la catástrofe de 1986 en la que murieron más de 1.700 personas cerca del lago Nyos, en Camerún, se produjo cuando se liberó un gran volumen de gas de dióxido de carbono del lago. (b) Desde entonces se instaló un respiradero de CO 2 que ayuda a desgasificar el lago de forma lenta y controlada y a evitar una catástrofe similar en el futuro (créditos: a: modificación del trabajo de Jack Lockwood; b: modificación del trabajo de Bill Evans). Soluciones de líquidos en líquidos Algunos líquidos pueden mezclarse en cualquier proporción para dar lugar a soluciones; es decir, tienen una solubilidad mutua infinita y se dice que son miscibles . El etanol, el ácido sulfúrico y el etilenglicol (popular por su uso como anticongelante, que aparece en la ) son ejemplos de líquidos que son completamente miscibles con el agua. El aceite de motor de dos tiempos es miscible con la gasolina, cuyas mezclas se utilizan como combustible lubricante para varios tipos de equipos eléctricos de exterior (motosierras, sopladores de hojas, etc.). El agua y el anticongelante son miscibles; las mezclas de ambos son homogéneas en todas las proporciones (créditos: "dno1967"/Wikimedia commons). Los líquidos miscibles son típicamente aquellos con polaridades muy similares. Pensemos, por ejemplo, en los líquidos polares o con capacidad de enlace de hidrógeno. En estos líquidos, las atracciones dipolo-dipolo (o enlace de hidrógeno) de las moléculas del soluto con las del solvente son al menos tan fuertes como las que existen entre las moléculas del soluto puro o del solvente puro. Por lo tanto, los dos tipos de moléculas se mezclan fácilmente. Del mismo modo, los líquidos no polares son miscibles entre sí porque no hay una diferencia apreciable en las fuerzas de atracción intermolecular soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-solvente. La solubilidad de las moléculas polares en solventes polares y de las moléculas no polares en solventes no polares es, de nuevo, una ilustración del axioma químico "lo semejante se disuelve en lo semejante". Dos líquidos que no se mezclan de forma apreciable se denominan inmiscibles . Se forman capas separadas cuando se vierten líquidos inmiscibles en el mismo recipiente. La gasolina, el aceite ( ), el benceno, el tetracloruro de carbono, algunas pinturas y muchos otros líquidos no polares son inmiscibles con el agua. Las fuerzas de atracción relativamente débiles entre las moléculas de agua polares y las moléculas de líquido no polares no son adecuadas para superar los enlaces de hidrógeno mucho más fuertes entre las moléculas de agua. La distinción entre inmiscibilidad y miscibilidad es, en realidad, una cuestión de extensión, de modo que los líquidos miscibles son de solubilidad mutua infinita, mientras que los líquidos que se dicen inmiscibles son de solubilidad mutua muy baja (aunque no nula). El agua y el aceite son inmiscibles. Las mezclas de estas dos sustancias formarán dos capas separadas con el aceite menos denso flotando sobre el agua (créditos: "Yortw"/Flickr). Se dice que dos líquidos, como el bromo y el agua, que tienen una solubilidad mutua moderada son parcialmente miscibles . Dos líquidos parcialmente miscibles suelen formar dos capas al mezclarse. En el caso de la mezcla de bromo y agua, la capa superior es agua, saturada de bromo, y la capa inferior es bromo saturado de agua. Dado que el bromo no es polar y, por tanto, no es muy soluble en agua, la capa de agua solo se decolora ligeramente por el bromo naranja brillante disuelto en ella. Dado que la solubilidad del agua en el bromo es muy baja, no hay ningún efecto notable en el color oscuro de la capa de bromo ( ). El bromo (el líquido naranja intenso de la izquierda) y el agua (el líquido claro del centro) son parcialmente miscibles. La capa superior de la mezcla de la derecha es una solución saturada de bromo en agua; la capa inferior es una solución saturada de agua en bromo (créditos: Paul Flowers). Soluciones de sólidos en líquidos La dependencia de la solubilidad en función de la temperatura para una serie de sólidos en agua se muestra en las curvas de solubilidad en la . La revisión de estos datos indica una tendencia general de aumento de la solubilidad con la temperatura, aunque hay excepciones, como ilustra el compuesto iónico sulfato de cerio. Este gráfico muestra cómo cambia la solubilidad de varios sólidos con la temperatura. La dependencia de la temperatura de la solubilidad puede aprovecharse para preparar soluciones sobresaturadas de ciertos compuestos. Una solución puede saturarse con el compuesto a una temperatura elevada (donde el soluto es más soluble) y posteriormente enfriarse a una temperatura más baja sin precipitar el soluto. La solución resultante contiene soluto a una concentración mayor que su solubilidad de equilibrio a la temperatura más baja (es decir, está sobresaturada) y es relativamente estable. La precipitación del exceso de soluto puede iniciarse añadiendo un cristal semilla (vea el video en el Enlace al aprendizaje anterior de este módulo) o agitando mecánicamente la solución. Algunos calentadores de manos, como el que aparece en la , se aprovechan de este comportamiento. Este calentador de manos produce calor cuando se precipita el acetato de sodio en una solución sobresaturada. La precipitación del soluto se inicia por una onda de choque mecánica generada al "chasquear" el disco metálico flexible dentro de la solución (créditos: modificación del trabajo de "Velela"/Wikimedia Commons). Este video muestra el proceso de cristalización que se produce en un calentador de manos. Conceptos clave y resumen El grado de disolución de una sustancia en otra viene determinado por varios factores, entre los que se encuentran los tipos y la fuerza relativa de las fuerzas de atracción intermoleculares que puedan existir entre los átomos, iones o moléculas de las sustancias. Esta tendencia a la disolución se cuantifica como la solubilidad de una sustancia, su concentración máxima en una solución en equilibrio bajo condiciones específicas. Una solución saturada contiene soluto a una concentración igual a su solubilidad. Una solución sobresaturada es aquella en la que la concentración de un soluto supera su solubilidad, una condición de no equilibrio (inestable) que dará lugar a la precipitación del soluto cuando la solución se perturbe adecuadamente. Los líquidos miscibles son solubles en todas las proporciones, y los líquidos inmiscibles presentan una solubilidad mutua muy baja. Las solubilidades de los solutos gaseosos disminuyen al aumentar la temperatura, mientras que las de la mayoría de los solutos sólidos, aunque no todos, aumentan con la temperatura. La concentración de un soluto gaseoso en una solución es proporcional a la presión parcial del gas al que está expuesta la solución, relación conocida como ley de Henry. Ecuaciones clave C g = k P g Ejercicios de fin de capítulo de Química Suponga que se le presenta una solución clara de tiosulfato de sodio, Na 2 S 2 O 3 . ¿Cómo podría determinar si la solución es insaturada, saturada o sobresaturada? Las soluciones sobresaturadas de la mayoría de los sólidos en agua se preparan enfriando las soluciones saturadas. Las soluciones sobresaturadas de la mayoría de los gases en agua se preparan calentando soluciones saturadas. Explique las razones de la diferencia entre ambos procedimientos. La solubilidad de los sólidos suele disminuir al enfriar una solución, mientras que la solubilidad de los gases suele disminuir al calentarse. Sugiera una explicación para las observaciones de que el etanol, C 2 H 5 OH, es completamente miscible con el agua y que el etanotiol, C 2 H 5 SH, es soluble solo hasta 1,5 g por 100 mL de agua. Calcule el porcentaje en masa de KBr en una solución saturada de KBr en agua a 10 °C. Consulte la para obtener datos útiles, e informe del porcentaje calculado con un dígito significativo. 40% ¿Cuál de los siguientes gases es más soluble en agua? Explique su razonamiento. (a) CH 4 (b) CCl 4 (c) CHCl 3 A 0 °C y 1,00 atm, hasta 0,70 g de O 2 pueden disolverse en 1 L de agua. A 0 °C y 4,00 atm, ¿cuántos gramos de O 2 se disuelven en 1 L de agua? 2,8 g Consulte la . (a) ¿Cómo ha cambiado la concentración de CO 2 disuelto en la bebida al abrir la botella? (b) ¿Qué provocó este cambio? (c) ¿La bebida está insaturada, saturada o sobresaturada de CO 2 ? La constante de la ley de Henry para el CO 2 es de 3,4 × 10 −2 M /atm a 25 °C. Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿qué presión de dióxido de carbono se necesita para mantener una concentración de CO 2 de 0,10 M en una lata de refresco de lima limón? 2,9 atm La constante de la ley de Henry para el O 2 es 1,3 × 10 −3 M /atm a 25 °C. Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿qué masa de oxígeno se disolvería en un acuario de 40 L a 25 °C, suponiendo una presión atmosférica de 1,00 atm, y que la presión parcial de O 2 es de 0,21 atm? Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿cuántos litros de gas HCl, medidos a 30,0 °C y 745 torr, se necesitan para preparar 1,25 L de una solución de 3,20- M de ácido clorhídrico? 102 L HCl ley de Henry relación proporcional entre la concentración de gas disuelto en una solución y la presión parcial del gas en contacto con la solución. inmiscible de solubilidad mutua insignificante; normalmente se refiere a sustancias líquidas. miscible mutuamente soluble en todas las proporciones; normalmente se refiere a sustancias líquidas. parcialmente miscible de solubilidad mutua moderada; normalmente se refiere a sustancias líquidas. saturado de concentración igual a la solubilidad; contiene la máxima concentración de soluto posible para una temperatura y una presión determinadas. solubilidad grado en que un soluto puede disolverse en agua, o en cualquier solvente. sobresaturado de concentración que supera la solubilidad; un estado de no equilibrio. insaturado de concentración inferior a la solubilidad.

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