Sustancias. Mezclas
Soluciones
Medidas de concentración de soluciones

Unidades físicas
Porcentaje en peso: % P/P
Porcentaje peso en volumen: %P/V
Porcentaje volumen en volumen: %V/V
Unidades Químicas
Fracción molar: X
Molaridad: M

Molalidad: m
Preparación de soluciones
Solubilidad y estructura molecular
Factores que afectan la solubilidad
Solubilidad de un gas en un líquido
Solubilidad de un sólido en un líquido
Soluciones sobresaturadas

 

 

 

 

CONTINUACIÓN CAPÍTULO VI

 

 

Objetivos:

 

 

Diferenciar los tipos de mezclas.

 

 

Comprender el concepto de concentración y las diferentes unidades para expresarla.

 

 

Interpretar el concepto de solubilidad y su relación con las interacciones entre partículas

 

 

Conocer los factores que afectan a la solubilidad

 

 

Aprender el uso de diagramas de fase (temperatura versus composición).

 

 

Saber aplicar la regla de las fases en cada zona.

 

 

Conocer los diferentes diagramas eutécticos.

 

 

Aprender a realizar las curvas de enfriamiento en cada zona del diagrama.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Aleación de  Ni- Cr que se utiliza en aparatos de prótesis dentales debido a su flexibilidad y durabilidad

 

 

 

 

 

 

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

 

Ver resultado

 

 

 

 

 

 

 

 

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?

 

 

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