SOLUBILIDAD Y SOLUCIONES
Se define solución como una mezcla homogénea de dos o más sustancias denominadas “componentes”, en la que las partículas que la forman son de dimensiones atómicas o moleculares, también se le llama disolución. En una solución se se llama solvente o disolvente a la sustancia que determina el estado físico de la misma y si ambas sustancias se encuentran en el mismo estado físico, se le llama solvente solvente a la que está en mayor proporción. proporción. La sustancia disuelta recibe el nombre de soluto. Los tipos de soluciones que pueden existir son: Estado físico de la solución Gaseoso
Líquido
Sólido
Estado de los constituyentes gas en gas (Ley Dalton) líquido en gas sólido en gas gas en líquido líquido en líquido sólido en líquido gas en sólido líquido en sólido sólido en sólido
Ejemplos aire vapor de agua en aire, niebla humo agua gaseosa etanol en agua azúcar en agua hidrógeno diluido en platino amalgamas aleaciones (cobre disuelto en plata y zinc disueltos en cobre)
Como hay tres estados de la materia, hay nueve clases teóricamente posibles posibles de soluciones. soluciones. Hay tres tipos posibles con un líquido como disolvente, ya que el soluto puede ser un gas, otro líquido o un sólido. De la misma forma, hay tres clases posibles posibles de soluciones cuando cuando el disolvente es es un gas y otras tres con un sólido como disolvente. La solubilidad de un gas en otro es ilimitada , ya que los gases se mezclan en todas proporciones
para formar soluciones soluciones verdaderas. verdaderas. Este tipo en particular es el más simple de todas las soluciones y en general, las soluciones gaseosas obedecen las leyes de los gases. De los ocho tipos restantes de soluciones los tres más importantes son las soluciones de gases en líquidos, líquidos en líquidos líquidos y sólidos en líquidos. SOLUCIONES DE GASES EN LIQUIDOS: Efecto de la presión sobre la solubilidad de los gases.
Un gas en contacto con un líquido a una cierta temperatura se disuelve en cierto grado, dependiendo de la naturaleza del disolvente y la del gas . Los gases más solubles son aquellos aquellos que tienen elevada fuerzas intermoleculares con el solvente . El agua, por ejemplo, ejemplo, “disuelve” “disuelve” cantidades enormes de cloruro de hidrógeno y de amoníaco, debido a la interacción de estas sustancias con el agua (puente de hidrógeno). hidrógeno). En los casos en que el el proceso de solubilidad es
completamente físico, como en la solución de nitrógeno y oxígeno en agua, el gas se disuelve en mucho menor grado. El hecho de que el oxígeno es mucho más soluble en agua que el nitrógeno,
sin embargo, indica que existen otros factores además de la interacción química entre el gas y el disolvente. Sin embargo, no se ha podido encontrar ninguna ley adecuada que permita correlacionar la naturaleza del soluto gaseoso c on su solubilidad.
Se ha encontrado experimentalmente que la solubilidad de un gas en un disolvente dado aumenta al aumentar la presión parcial del gas sobre la solución. La ley que relaciona la solubilidad de un gas con su presión fue propuesta en 1803 por el físico y químico inglés William Henry. La ley de Henry dice que la concentración del gas disuelto en un disolvente dado es directamente proporcional a la presión parcial del gas, a temperatura constante ( la concentración de un soluto en una solución se puede expresar de varias formas, en
este caso específico se refiere a la cantidad de moles de soluto por litro de solución) A partir de este simple enunciado se deduce que, si se duplica la presión del gas sin disolver, se duplicará también la concentración del gas disuelto. Matemáticamente se puede escribir esta ley como C =
Kp; donde C es la concentración molar (mol/L) del gas disuelto; P es la presión parcial del gas sobre la solución y K es una constante cuyo valor depende del sistema gas líquido de que se trate y de la temperatura. El valor de K tiene unidades de ( moles/(L)(atm), se puede ver que cuando la presión del gas es una atmósfera, C es igual a K. Ejemplo: Se disuelven 0.0346 g de oxígeno en 800 mL de agua a 1 atmósfera de presión (Presión de Vapor
del agua +P(O2) ) a 20 oC, ( A ESTA TEMPERATURA LA PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA ES DE 18 TORR) A) Determine cuantos gramos de oxígeno se encuentran disueltos por litro de solución a esta temperatura: (C=0.0346 g / 0.8L =0.0433g/L B) La presión parcial del oxígeno es P(O2)= PT-PV = 760 torr-18 torr= 742 torr 742/760=0.9763atm. C) Concentración del gas en moles por litro: 0.0433 gL-1 /32 gmol-1 = 0.00139 mol/L D) Determine el valor de K? C=KP K=C/P K= 0.0433gL-1 /742torr= 5.83X10-5 g/L.torr E) Gramos de oxígeno disuelto en un L de agua cuando la presión del oxígeno sea de 400 torr. C=KP C (g/L) = 5.83 X 10-5 (g/Ltorr) X 400torr = 0.0232 g/L La mayoría de los gases obedecen la ley de Henry, pero hay excepciones. La Ley de Henry se puede aplicar a gases ligeramente solubles en un g ran margen de temperaturas y hasta varias atmósferas de presión. Los gases moderadamente solubles muestran ciertas desviaciones, por lo que la ley de Henry se puede usar con éxito moderado y dentro de un margen limitado de presiones y de temperaturas. La Ley pierde su valor completamente cuando se intenta aplicarla a un gas muy soluble, como el cloruro de hidrógeno, en el que una gran porción del gas disuelto se convierte en iones al
reaccionar con el agua. No podría esperarse que la Ley de Henry se cumpliese para esta parte disociada del gas, porque las propiedades de los iones serían completamente diferentes a las de
las moléculas neutras de cloruro de hidrógeno. Por lo tanto, no se pueden predecir mediante esta Ley las relaciones de concentración-presión entre el gas disuelto y el gas sin disolver. Si se pone en contacto con un líquido una mezcla de gases, todos ellos que sigan la Ley de Henry, cada gas se disolverá como si estuviese presente por si solo a una presión igual a su presión parcial en la mezcla. Por ejemplo, si el espacio gaseoso sobre un volumen dado de agua líquida esta ocupado únicamente por nitrógeno y la presión de este gas es de 1 atm, se disolverán 6.38 x 10 -4 moles del gas en cada litro de agua a 25°C. La presencia de sustancias disueltas, particularmente de electrolitos, suele disminuir la solubilidad de un gas, debido probablemente al hecho de que las sustancias disueltas orientan a
las moléculas de disolvente a su alrededor y dejan por lo tanto menos moléculas de disolvente completamente libres para que el gas se disuelva en ellas. Hay, sin embargo, algunas excepciones a esta regla. Efecto de la temperatura sobre la solubilidad de un gas. En general, la solubilidad de un gas
disminuye notablemente al aumentar la temperatura, debido sin duda al aumento en el movimiento de traslación de las moléculas del soluto en el líquido, lo que trae como resultado una mayor probabilidad de que escapen a la atmósfera. Sin embargo, la disminución de la solubilidad al aumentar la temperatura no es lineal y en algunos casos la curva de solubilidades pasa por un valor mínimo. Las variaciones menores de este tipo, sin embargo, no desechan la idea general de que la solubilidad del gas disminuye al aumentar la temperatura. La mayoría de los gases se pueden expulsar casi por completo mediante un calentamiento continuo a la temperatura de ebullición. Esto es cierto de los gases ligeramente solubles, de los gases moderadamente solubles como el dióxido de carbono y aun del amoníaco. Los halógenos de hidrógeno, sin embargo, forman mezclas de punto de ebullición constante, por lo que su comportamiento no cae dentro de esta generalización. SOLUCIONES DE LIQUIDOS EN LIQUIDOS: Clasificación de parejas de líquidos de acuerdo con su solubilidad.
A diferencia de los gases, que son completamente solubles unos en otros en todos los casos, las parejas de líquidos muestran todas las variaciones de solubilidad o miscibilidad, desde ser completamente miscibles, como los gases hasta ser casi completamente inmiscibles. Para objetos de estudio se han clasificado las parejas de líquidos en tres clases: 1) líquidos completamente inmiscibles, 2) líquidos parcialmente inmiscibles y 3) líquidos completamente miscibles. Cuando dos líquidos son completamente solubles entre sí, se dice que son miscibles. Son las fuerzas de atracción intermolecular las responsables, podemos generalizar que un solvente polar disuelve a otro líquido polar pero no a un líquido apolar, y que un solvente apolar disolverá a un líquido apolar pero no a un líquido polar. Ejemplos: agua (polar) y etanol (polar) si son misciblesAgua(polar) y aceite (apolar) no son miscibles. Tetracloruro de carbono (apolar) y benceno (apolar) si son miscibles. Lleva a la regla “Semejante disuelve lo semejante”, que se ve más adelante.
SOLUCIONES DE SOLIDOS EN LIQUIDOS:
En los sistemas de sólidos en líquidos hay también un margen muy amplio de solubilidades que varía desde una insolubilidad completa hasta solubilidades muy grandes. No hay ningún sólido, sin embargo, que sea completamente soluble en un líquido. En la mayoría de los casos la solubilidad de un sólido aumenta al ascender la temperatura , aunque hay ciertos sistemas en los que sucede exactamente lo contrario. Para analizar la solubilidad de sólidos en líquidos se dividen los sólidos en cuatro categorías, iónicos, covalentes, moleculares y metálicos. Se les dieron las reglas de solubilidad de compuestos iónicos en agua, se conoce que los iones se estabilizan por medio de la solvatación, que implica la interacción ión-dipolo. En general se puede decir que los compuestos iónicos serán mucho más solubles en los solventes dipolares. Los cristales covalentes, como el grafito, no se disuelven en solvente alguno, sea polar o apolar. Los cristales moleculares tienen fuerzas de atracción intermolecular relativamente débiles, ejemplo el naftaleno, C10H8, solo tiene fuerzas de dispersión de London por lo que se disolverá en solventes apolares. Pero la urea, H2N-CO-NH2 es mas soluble en agua que en benceno porque tiene la capacidad de formar puentes de hidrógeno con las moléculas del agua. Los cristales metálicos en general no son solubles en disolvente alguno pero si pueden reaccionar con el solvente, ejemplo son los metales alcalinos y alcalinotérreos que reaccionan con agua produciendo hidrógeno gaseoso y el hidróxido correspondiente. SOLUBILIDAD: Efecto de la temperatura en la solubilidad de los sólidos : En la mayoría de los casos la solubilidad
de un soluto sólido aumenta con la temperatura, esto se determina básicamente por experimentación. Se tiene una solución saturada cuando se ha disuelto la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en un solvente a una temperatura determinada, esta sería su SOLUBILIDAD , que se expresa en g/100g del solvente. Cuando una solución contiene menos soluto del máximo que puede disolver, se le llama solución insaturada. El proceso en el cual el soluto disuelto se separa de la solución y forma cristales se le llama cristalización.. Algunas sustancias forman soluciones sobresaturadas, soluciones que contienen más soluto del que pueden disolver normalmente en una solución saturada. Esto se logra al preparar una solución saturada a una temperatura elevada y dejándola enfriar lentamente para que no cristalice el exceso de soluto al disminuir la temperatura. Entonces queda una solución que contiene más soluto disuelto del que corresponde al valor de su solubilidad. Estas soluciones sobresaturadas son inestables y si se le añade un cristal del soluto o se le agita con una varilla de vidrio, inmediatamente precipitará el exceso de soluto. Se amplía la información más adelante. IMPORTANCIA DE LAS SOLUCIONES: Es posible que ya se haya hecho evidente la importancia de las soluciones, puesto que muchas de las reacciones químicas ocurren en solución. La química de las soluciones interviene aun en
nuestra vida diaria. Casi todos los procesos del cuerpo tienen lugar en algún tipo de solución líquida. Por ejemplo, una solución salina de nutrientes (productos químicos) en agua, baña y nutre las células del cuerpo.
COMPOSICION DE LAS SOLUCIONES: Las propiedades de las soluciones dependen de su composición y de la cantidad de soluto en una
cantidad dada de disolvente. Por ejemplo, la dureza, el punto de fusión y la presión de vapor de un empaste dental dependen de la cantidad de metal disuelto en el mercurio. . También se emplea el término concentración de una solución para expresar las cantidades relativas de soluto y de disolvente . El color de una solución acuosa de permanganato de potasio depende de su concentración. Cuando hay una cantidad relativamente grande de soluto en la solución, se dice que es una solución concentrada. Se le llama diluida cuando hay una cantidad relativamente pequeña de soluto. Estos términos de ninguna manera tienen significación cuantitativa. Otra forma de describir la cantidad de soluto disuelto es indicar si la solución es saturada, insaturada o sobresaturada. Cuando un soluto (digamos el cloruro de sodio, NaCl), se agrega
continuamente en pequeñas cantidades a una cantidad dada de agua a cierta temperatura, la concentración de la solución (de cloruro de sodio en este caso), aumenta. Pero, finalmente se llega a una concentración que permanece constante; aun con la subsecuente adición de cloruro de sodio, el sólido ahora permanecerá sin disolverse. Se establece por lo tanto un equilibrio entre el cloruro sódico sólido y su solución acuosa. NaCl (s) ↔ NaCl(ac) (temperatura constante)
El cloruro de sodio sólido, que está en contacto con la solución pero que no se disuelve, recibe el nombre de exceso de soluto. La solución en equilibrio con el exceso de soluto es una solución saturada. La velocidad a la cual el exceso de soluto se disuelve es igual a la velocidad a la cual se cristaliza el soluto disuelto. La concentración de la solución saturada es la solubilidad del soluto en un disolvente dado a una temperatura específica: Exceso de soluto
↔
solución saturada
(temperatura constante)
↕ La concentración de equilibrio se denomina solubilidad La solubilidad es una propiedad característica de las substancias y se la expresa generalmente en
Por ejemplo, la solubilidad en agua, del bromuro de sodio, NaBr, ingrediente de algunos polvos analgésicos para el dolor de cabeza es 116.0 g por 100 g de agua a 50°C. Esto significa que la adición de 117 g de NaBr a 100 g de agua a 50°C produce una solución saturada con 1 g de NaBr en exceso. Se dice que el bromuro de sodio en una substancia muy soluble, pero es usual referirse a substancias ligeramente solubles como “insolubles”. Una solución de bromuro sódico que contenga menos de la concentración de equilibrio (116.0 g por 100 g de H2O a 50°C), es una solución insaturada. Sin embargo, el término insaturado no es muy preciso, ya que una solución insaturada puede contener cualquier cantidad de soluto que sea menor que la cantidad requerida para que la solución sea saturada. gramos de soluto disuelto en 100 g de disolvente.
Es también posible preparar soluciones con concentraciones de soluto más elevadas que la concentración de equilibrio. Este tipo de soluciones recibe el nombre de solución sobresaturada. Las soluciones sobresaturadas no son (termodinámicamente), estables con respecto al soluto presente en la solución saturada. Por ejemplo, una solución que contenga 116.1 g de NaBr en 100 g de agua a 50°C es una solución sobresaturada. Es inestable con respecto el bromuro sódico sólido. El exceso de soluto (0.1 g) puede cristalizarse rápidamente para alcanzar la condición requerida para el equilibrio de la solución saturada. El estado de sobresaturación puede aliviarse por la presencia de núcleos alrededor de los cuales pueda cristalizarse el exceso de soluto. Un diminuto cristal o una partícula de polvo pueden servir como núcleo. Las soluciones sobresaturadas se preparan por lo general calentando una solución en contacto con el soluto hasta que todo se disuelva. Luego, el enfriar la solución lentamente, sin agitar, produce una solución sobresaturada. Algunas sales muy solubles, especialmente el tiosulfato de sodio (Na2S2O3), el acetato de sodio (CH3COONa) y el sulfato de sodio (Na2SO4), forman fácilmente soluciones sobresaturadas. Como los gases, muchos pares de líquidos son completamente miscibles. No forman soluciones saturadas; en vez de ello, se disuelven el uno en el otro en cualquier proporción. Por ejemplo, el alcohol etílico y el agua jamás forman dos capas. Se disuelven completamente el uno en el otro. Son mutuamente solubles sean cuales sean las cantidades mezcladas. Otros pares de líquidos si tienen solubilidades precisas; solo son parcialmente miscibles. Por ejemplo, cuando se agitan benceno y agua a 50°C, se forman dos capas; una capa es una solución saturada de benceno en agua y la otra es una solución saturada de agua en benceno. PROCESO DE SOLUCION (disolución):
En nuestra discusión sobre la naturaleza del proceso de disolución nos concentraremos en la naturaleza del disolvente. Naturaleza polar del disolvente: Es frecuente escuchar entre los químicos “lo semejante disuelve a lo semejante”. Si bien hay muchas excepciones a esta regla, si tiene justificación teórica. En términos de nuestro modelo de sólidos y de líquidos, las substancias en las cuales la naturaleza de las fuerzas existentes entre las moléculas o entre los iones es semejante, tienen más probabilidades de “disfrutar la compañía” de la otra. Mientras más semejantes sean las partículas, mayores probabilidades tendrán de intercambiar lugares. La partícula de soluto debe encontrar un sitio de acomodo en el disolvente, o bien ser rechazada por las partículas del disolvente. Así el agua se compone de moléculas ligadas por enlaces de hidrógeno. El amoníaco, el alcohol etílico y el fluoruro de hidrógeno también son moléculas polares ligadas por enlaces de hidrógeno. El agua se encuentra muy feliz dando acomodo a tales moléculas a 0°C, se disuelven 90 g de amoniaco en 100 g de agua (el alcohol etílico es completamente miscible con el agua) y prácticamente una cantidad infinita de fluoruro de hidrógeno se disuelve en 100 g de agua. Y al contrario, el monóxido de carbono, CO y el octano (un componente de la gasolina), moléculas en gran parte no polares que no participan en el enlace de hidrógeno son en gran parte rechazadas por el agua y por el alcohol etílico. Pero la gasolina es un buen disolvente para los aceites y las grasas, los que también tienen moléculas en gran parte no polares que no participan en el enlazamiento de hidrógeno.
H – N – H | H σ+ El ion positivo atrae el extremo negativo de las moléculas del disolvente polar, en tanto que el ion negativo atrae al extremo positivo. Al hacer estos enlaces, se dice que los iones están solvatados; cuando el disolvente es agua se dice que los iones están hidratados. Todos los sólidos iónicos son electrolitos. Muchas sustancias covalentes polares, por ejemplo: AlCl3, también son electrolitos.
El ácido acético es un electrolito débil típico. Esto significa que existe en soluciones acuosas diluidas en gran parte como moléculas; lo que equivale a decir simplemente que la tendencia de las moléculas para formar iones (para ionizarse), es muy pequeña . +
CH3COOH(ac) ↔ H
-
(ac)
+ CH3COO (ac)
El fluoruro de hidrógeno es otro electrólito débil típico: +
HF(ac) ↔ H
-
(ac)
+ F (ac)
Muchas moléculas covalentes polares soluble en agua son electrolitos débiles. Sin embargo, casi
todas las moléculas covalentes, polares o no polares son no electrolitos: estas moléculas no tienen tendencia mensurable a formar iones en agua. El metano (CH4), la glucosa (C6H12O6) y la sacarosa (C12H22O11), son no electrolitos típicos. OTROS FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD: Las solubilidades dependen como acabamos de exponerlo, de la naturaleza del disolvente y de
La generalización “lo semejante disuelve a lo semejante” ha sido traducido por esta otra generalización “los disolventes polares disuelven solutos polares, los disolventes no polares disuelven solutos no polares”. Solubilidad, sin embargo, es simplemente otra palabra para concentración de equilibrio y queda por ello sujeta a los cambios de la naturaleza del soluto.
temperatura y presión. El efecto de la presión a temperatura constante sobre la solubilidad de los gases es muy notable,
en tanto que su efecto sobre la solubilidad de otros solutos es despreciable. Cuando se disuelve un gas en un líquido, se establece el equilibrio entre el exceso de gas y la solución. Por ejemplo: CO2(g) + H2O ↔ CO2(ac)
H = -4.8 Kcal
Si la temperatura es constante el volumen de CO2(g) disminuye, aumenta su presión y también aumenta su concentración. En consecuencia, ocurre la reacción que consume CO2(g), es decir la reacción directa. La solubilidad del dióxido de carbono aumenta por lo tanto ante el incremento de la presión. En general aumenta la solubilidad de los gases en la misma forma que aumenta la presión del gas sobre la solución. En forma inversa, la disminución de presión hace disminuir la solubilidad.
Cuando se abre una botella de alguna bebida carbonatada, disminuye la presión del CO 2(g), disminuye así su solubilidad y escapan burbujas de CO 2 de la bebida (hace espuma). El “trancazo”, enfermedad por descompresión, también llamada “contorsiones”, proviene de la tendencia del nitrógeno a formar soluciones sobresaturadas en la sangre; al expeler el exceso de nitrógeno se forman burbujas en la corriente sanguínea. El efecto de la temperatura sobre la solubilidad también puede predecirse . Si, bajo condiciones de equilibrio el calor de solución es exotérmico (si ∆H negativo, hay generación de calor), disminuye la solubilidad con el incremento de temperatura. En forma inversa, si el calor de solución es endotérmico (si ∆H es positivo, hay absorción de calor), aumenta la solubilidad con el incremento de temperatura. Como la solución de los gases es usualmente exotérmica, la solubilidad de los gases disminuye usualmente al aumentar la temperatura de la solución (a presión constante). La fuerte atracción electrostática entre moléculas polares y iones polares da frecuentemente por resultado enlaces tan fuertes que cuando se cristaliza el sólido contiene un número definido de moléculas de agua. Estas substancias se llaman hidratos. Muchos iones de los metales de transición forman hidratos, tales como CuSO4 . 5H2O. Casi todos los hidratos son térmicamente inestables y liberan agua cuando se les calientan.