Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Ley de Henry. Chang. 10ed. Ejercicio 12.36

[Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

 Un minero que trabajaba a 260 m por debajo del nivel del mar abrió una bebida gaseosa durante el almuerzo. Para su sorpresa, la bebida le supo “desgasificada” (sin gas). Poco después, el minero tomó un ascensor hacia la superficie. Durante el ascenso, no podía dejar de eructar. ¿Por qué?

Etapa analítica

El fenómeno se explica por la dependencia de la solubilidad de los gases con la presión, descrita por la ley de Henry.

A 260 m por debajo del nivel del mar, la presión atmosférica es significativamente mayor que en la superficie. Bajo esa presión elevada, el CO₂ de la bebida gaseosa es más soluble, por lo que permanece mayoritariamente disuelto en el líquido. Al abrir la bebida en ese entorno, apenas se libera gas, y por eso la bebida le supo “desgasificada”.

Cuando el minero sube en el ascensor hacia la superficie, la presión externa disminuye progresivamente. Al bajar la presión, la solubilidad del CO₂ disminuye, y el gas comienza a salir de disolución. Parte de ese CO₂ se libera de la bebida en el estómago y parte del gas ya disuelto en los líquidos corporales también se exsoluciona. El resultado es una liberación continua de gas, que se manifiesta como eructos repetidos durante el ascenso.

Referencias

Ver [Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Ley de Henry. Chang. 10ed. Ejercicio 12.35

[Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

 Un vaso de agua está inicialmente saturado con aire disuelto. Explica qué sucede cuando se hace burbujear gas He a 1 atm a través de la disolución durante mucho tiempo.

Etapa analítica

Al hacer burbujear helio (He) a 1 atm a través del agua durante un tiempo prolongado, ocurre un desplazamiento del aire disuelto.

Inicialmente, el agua está saturada con aire porque las presiones parciales de N₂, O₂ y otros componentes del aire sobre el líquido son las del aire atmosférico. Al introducir He puro, la fase gaseosa en contacto con el agua pasa a estar dominada por He, y las presiones parciales de N₂ y O₂ caen prácticamente a cero.

Según la ley de Henry, la concentración de un gas disuelto es proporcional a su presión parcial en la fase gaseosa. Al reducirse las presiones parciales de los gases del aire, el equilibrio se rompe y esos gases salen de la disolución (se “desgasifican”) y son arrastrados por el flujo de He. Este proceso se conoce como stripping o desplazamiento de gases disueltos.

El helio, aunque está a 1 atm, tiene una solubilidad extremadamente baja en agua, por lo que solo se disuelve en cantidades despreciables. Tras suficiente tiempo, el resultado es un agua prácticamente libre de aire disuelto, con una pequeña cantidad de He disuelto correspondiente a su muy baja solubilidad.

Referencias

Ver [Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Ley de Henry. Brown. 15ed. Ejercicio 13.63

[Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

 Indica si cada afirmación es verdadera o falsa:
(a) A mayor temperatura, más solubles son la mayoría de los gases en agua.
(b) A mayor temperatura, más solubles son la mayoría de los sólidos iónicos en agua.
(c) Al enfriar una disolución saturada desde alta temperatura hasta baja temperatura, los sólidos comienzan a cristalizar si se alcanza una disolución supersaturada.
(d) Si tomas una disolución saturada y aumentas su temperatura, normalmente puedes añadir más soluto y hacer la disolución aún más concentrada.

Etapa analítica

(a) Falsa.
La mayoría de los gases son menos solubles en agua a mayor temperatura; al calentarse, tienden a escapar de la disolución.

(b) Verdadera.
La mayoría de los sólidos iónicos aumentan su solubilidad al elevarse la temperatura, aunque existen excepciones.

(c) Verdadera.
Al enfriar una disolución saturada preparada a alta temperatura, puede alcanzarse un estado supersaturado; en ese punto, el exceso de soluto cristaliza.

(d) Verdadera.
Si se aumenta la temperatura de una disolución saturada, normalmente puede disolverse más soluto, haciendo la disolución más concentrada.

Referencias

Ver [Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Ley de Henry. Brown. 15ed. Ejercicio 13.15

[Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

 Indica si cada afirmación es verdadera o falsa:
(a) Si comparas la solubilidad de un gas en agua a dos temperaturas distintas, el gas es más soluble a la temperatura más baja.
(b) La solubilidad de la mayoría de los sólidos iónicos en agua disminuye cuando aumenta la temperatura de la disolución.
(c) La solubilidad de la mayoría de los gases en agua disminuye cuando aumenta la temperatura porque el agua rompe sus enlaces de hidrógeno con las moléculas de gas al elevarse la temperatura.
(d) Algunos sólidos iónicos se vuelven menos solubles en agua cuando aumenta la temperatura.

Etapa analítica

(a) Verdadera.
En general, los gases son más solubles en agua a menor temperatura, porque la disolución de gases suele ser un proceso exotérmico; al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la fase gaseosa.

(b) Falsa.
La mayoría de los sólidos iónicos aumentan su solubilidad al elevarse la temperatura, ya que la disolución suele ser endotérmica. No obstante, existen excepciones.

(c) Falsa.
Aunque es cierto que la solubilidad de los gases disminuye al aumentar la temperatura, la explicación es incorrecta. El efecto no se debe a que el agua “rompa enlaces de hidrógeno con las moléculas de gas”, sino a que el aumento de temperatura favorece la salida del gas de la disolución por razones energéticas y entrópicas.

(d) Verdadera.
Algunos sólidos iónicos presentan solubilidad decreciente con la temperatura, dependiendo del balance energético entre la energía reticular y la energía de hidratación (por ejemplo, ciertos sulfatos y carbonatos).

Referencias

Ver [Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

 

Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Ley de Henry. Brown. 15ed. Práctica 13.2

[Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

Duplicas la presión parcial de un gas sobre un líquido a temperatura constante. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera?
(a) La constante de la ley de Henry se duplica.
(b) La constante de la ley de Henry se reduce a la mitad.
(c) Hay la mitad de moléculas de gas disueltas en el líquido.
(d) Hay el doble de moléculas de gas disueltas en el líquido.
(e) No hay cambio en el número de moléculas de gas en el líquido.

Etapa analítica

 La afirmación correcta es:

(d) Hay el doble de moléculas de gas disueltas en el líquido.

Explicación:
A temperatura constante, la ley de Henry establece que la cantidad (o concentración) de gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido:
c ∝ P.

Si duplicas la presión parcial, la cantidad de gas disuelto también se duplica. La constante de Henry no cambia, porque depende únicamente de la naturaleza del gas, del disolvente y de la temperatura, no de la presión aplicada.

Referencias

Ver [Ej. Ley de Henry, solubilidad de un gas]

Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Ley de Henry.

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En esta sección abordamos ejercicios cualitativos y cuantitativos sobre la solubilidad de gases, organizados alrededor de la ley de Henry y de los efectos de la presión parcial y la temperatura. Los problemas han sido clasificados por categorías conceptuales, lo que permite reconocer patrones físicos comunes antes de realizar cualquier cálculo: variación de presión a temperatura constante, cambios de temperatura en sistemas saturados, intercambio de gases disueltos y liberación de gas por descompresión. Esta clasificación no es arbitraria; su objetivo es facilitar la identificación del principio dominante en cada situación y evitar errores de interpretación frecuentes en los libros de texto.

Todos los ejercicios se resolverán mediante dos técnicas equivalentes y homologables. La primera es el factor de conversión, útil para el análisis dimensional explícito y el control de unidades. La segunda es el tratamiento algebraico simbólico, que permite razonar directamente en términos de proporciones, constantes y dependencias funcionales. A lo largo de la sección se enfatiza la traducción entre ambas técnicas, ya que muchos enunciados presentan los datos en una forma y exigen resolverlos en la otra. Esta doble aproximación refuerza la comprensión conceptual y mejora la coherencia entre el razonamiento físico y el cálculo matemático.

Ejercicios cualitativos

Química de Brown.15 ed.

Práctica 13.2 Duplicas la presión parcial de un gas sobre un líquido a temperatura constante. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera? (a) La constante de la ley de Henry se duplica. (b) La constante de la ley de Henry se reduce a la mitad. (c) Hay la mitad de moléculas de gas disueltas en el líquido. (d) Hay el doble de moléculas de gas disueltas en el líquido. (e) No hay cambio en el número de moléculas de gas en el líquido. [brown.15ed.p.13.2]

13.15 Indica si cada afirmación es verdadera o falsa: (a) Si comparas la solubilidad de un gas en agua a dos temperaturas distintas, el gas es más soluble a la temperatura más baja. (b) La solubilidad de la mayoría de los sólidos iónicos en agua disminuye cuando aumenta la temperatura de la disolución. (c) La solubilidad de la mayoría de los gases en agua disminuye cuando aumenta la temperatura porque el agua rompe sus enlaces de hidrógeno con las moléculas de gas al elevarse la temperatura. (d) Algunos sólidos iónicos se vuelven menos solubles en agua cuando aumenta la temperatura. [brown.15ed.13.15]

13.63 Indica si cada afirmación es verdadera o falsa: (a) A mayor temperatura, más solubles son la mayoría de los gases en agua. (b) A mayor temperatura, más solubles son la mayoría de los sólidos iónicos en agua. (c) Al enfriar una disolución saturada desde alta temperatura hasta baja temperatura, los sólidos comienzan a cristalizar si se alcanza una disolución supersaturada. (d) Si tomas una disolución saturada y aumentas su temperatura, normalmente puedes añadir más soluto y hacer la disolución aún más concentrada. [brown.15ed.13.63]

Química de Chang. 10ed.

12.35 Un vaso de agua está inicialmente saturado con aire disuelto. Explica qué sucede cuando se hace burbujear gas He a 1 atm a través de la disolución durante mucho tiempo. [chang.10ed.12.35]

12.36 Un minero que trabajaba a 260 m por debajo del nivel del mar abrió una bebida gaseosa durante el almuerzo. Para su sorpresa, la bebida le supo “desgasificada” (sin gas). Poco después, el minero tomó un ascensor hacia la superficie. Durante el ascenso, no podía dejar de eructar. ¿Por qué? [chang.10ed.12.36]

Ley de Henry con unidades molares

Química de Brown.15 ed.

Muestra 13.2 Calcula la concentración de CO₂ en una bebida gaseosa que se embotella con una presión parcial de CO₂ de 0.41 MPa sobre el líquido a 25 °C. La constante de la ley de Henry para el CO₂ en agua a esta temperatura es 3.4 × 10⁻⁴ mol·m⁻³·Pa⁻¹.

13.16 La constante de la ley de Henry para el hidrógeno (H₂) en agua a 25 °C es 7.7 × 10⁻⁶ M·kPa⁻¹ y la constante para el argón (Ar) a 25 °C es 1.4 × 10⁻⁵ M·kPa⁻¹. Si ambos gases están presentes cada uno a una presión de 253 kPa, calcula la solubilidad de cada gas.

Química de Chang. 10ed.

Ejemplo 12.6 La solubilidad del nitrógeno (N₂) a 25 °C y 1 atm es 6.8 × 10⁻⁴ mol/L. ¿Cuál es la concentración (en molaridad) de nitrógeno disuelto en agua bajo condiciones atmosféricas? La presión parcial de N₂ en la atmósfera es 0.78 atm.

Ejemplo 12.7 Calcula la concentración molar de oxígeno (O₂) en agua a 25 °C para una presión parcial de 0.22 atm. La constante de la ley de Henry para el oxígeno es 1.3 × 10⁻³ mol·L⁻¹·atm⁻¹.

12.37 La solubilidad del CO₂ en agua a 25 °C y 1 atm es 0.034 mol/L. ¿Cuál es su solubilidad bajo condiciones atmosféricas? (La presión parcial de CO₂ en el aire es 0.0003 atm.) Supón que el CO₂ obedece la ley de Henry.

12.38 La solubilidad del N₂ en sangre a 37 °C y a una presión parcial de 0.80 atm es 5.6 × 10⁻⁴ mol/L. Un buzo de profundidad respira aire comprimido con una presión parcial de N₂ igual a 4.0 atm. Supón que el volumen total de sangre en el cuerpo es 5.0 L. Calcula la cantidad de gas N₂ liberado (en litros a 37 °C y 1 atm) cuando el buzo regresa a la superficie, donde la presión parcial de N₂ es 0.80 atm.

Ley de Henry con unidades no molares

Química de Brown.15 ed.

13.64 La fracción molar de N₂ en el aire al nivel del mar es 0.78. Usando los datos de la Tabla 13.1, junto con la ley de Henry, calcula la concentración molar de N₂ en el agua superficial de un lago de montaña saturado con aire a 20 °C y con una presión atmosférica de 86.6 kPa.

Química de Chang. 10ed.

Referencias

Baeza Baeza, J. J., & García Álvarez-Coque, M. C. (2014). Extent of reaction balances. A convenient tool to study chemical equilibria.

Blei, I., & Odian, G. (2006). General, Organic , and biochemistry (2nd ed.). W. H. Freeman and Company.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2022). Chemistry: The central science (15th ed.). Pearson.

Burdge, J., & Overby, J. (2018). Chemistry: atoms first (3rd ed.). McGraw-Hill Education.

Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill.

Chang, R., & Overby, J. (2021). Chemistry (14th ed.). McGraw-Hill.

da Silva, D. J. (2017). The basis of the limiting reagent concept, its identification and applications. World Journal of Chemical Education, 5(1), 1–8.

García García, J. L. (2020). El álgebra de la estequiometría. Educación Química, 31(1), 138–150.

García García, J. L. (2021a). Hacia un equilibrio químico verdaderamente analítico. Educación Química, 32(1), 133–146.

García García, J. L. (2021b). Deduciendo las relaciones entre las unidades de concentración en disoluciones líquidas. Educación Química, 32(3), 38–51.

García García, J. L. (2025). Dimensional analysis in chemistry textbooks 1900–2020 and an algebraic alternative. Educación Química, 36(1), 82–108.

Garst, J. F. (1974). The extent of reaction as a unifying basis for stoichiometry in elementary chemistry. Journal of Chemical Education, 51(3), 194.

IUPAC. (2019). Compendium of chemical terminology (2nd ed.). IUPAC. https://doi.org/10.1351/goldbook

Libretexts. (2020). Chemistry Libretexts.

Matamala, M., & González Tejerina, P. (1975). Química (1ª ed.). Ediciones Cultural.

McMurry, J. (2012). Organic Chemistry (8th ed.). Belmont, USA: Brooks/Cole.

Moretti, G. (2015). The “extent of reaction”: A powerful concept to study chemical transformations at the first-year general chemistry courses. Foundations of Chemistry, 17(2), 107–115.

Mousavi, A. (2019). Stoichiometry of equations through the inverse de Donder relation. Chemistry Teacher International, 1(1), 20180006.

Schmitz, G. (2005). What is a reaction rate? Journal of Chemical Education, 82(7), 1091.

Seager, S. L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for today (10th ed.). Cengage Learning.

Smith, W. R., & Missen, R. W. (1979). What is chemical stoichiometry? Chemical Engineering Education, 13(1), 26–32.

Solaz, J. J., & Quílez, J. (2001). Changes of extent of reaction in open chemical equilibria. Chemistry Education Research and Practice, 2(3), 303–312.

Vandezande, J. E., Vander Griend, D. A., & DeKock, R. L. (2013). Reaction extrema: Extent of reaction in general chemistry. Journal of Chemical Education, 90(9), 1177–1179.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.

Figura. Ley de Henry

 

La imagen muestra una gráfica de solubilidad de gases en función de la presión parcial, un ejemplo clásico de la ley de Henry aplicada a disoluciones diluidas de gases en un líquido, típicamente agua. En el eje horizontal se representa la presión parcial del gas (kPa), mientras que en el eje vertical aparece la solubilidad expresada en milimolar (mM). Cada recta corresponde a un gas distinto —O₂, CO, N₂ y He— y todas parten del origen, lo que indica que, en ausencia de presión parcial, la solubilidad del gas en el líquido es prácticamente nula. La linealidad de las rectas confirma que, en el rango considerado, la solubilidad es directamente proporcional a la presión parcial del gas, tal como postula la ley de Henry para sistemas ideales.

La pendiente de cada recta es el elemento más importante desde el punto de vista físico-químico, ya que representa la constante de Henry efectiva para cada gas en ese solvente y a esa temperatura. Se observa que el oxígeno (O₂) presenta la pendiente más pronunciada, lo que indica que es el gas más soluble del conjunto a igual presión parcial. Le sigue el monóxido de carbono (CO), luego el nitrógeno (N₂), y finalmente el helio (He), cuya pendiente es la menor y, por tanto, muestra la solubilidad más baja. Esta jerarquía refleja diferencias moleculares profundas, como la polarizabilidad, el tamaño molecular y la intensidad de las interacciones intermoleculares entre el gas y el solvente.

Desde un punto de vista conceptual, la gráfica ilustra cómo gases químicamente distintos pueden obedecer la misma ley matemática, pero con constantes características propias. También muestra por qué, en aplicaciones prácticas como la respiración, la ingeniería química o la química ambiental, no basta con conocer la presión de un gas: es esencial conocer qué gas es. Por ejemplo, a una misma presión parcial cercana a 100 kPa, la concentración disuelta de O₂ es varias veces mayor que la de He, lo que explica por qué algunos gases se disuelven eficazmente en líquidos mientras otros prácticamente no lo hacen. En conjunto, la imagen resume de forma visual y directa la relación entre presión, solubilidad y naturaleza química del gas.

El Halcón Peregrino

 

A primera vista, el Falco peregrinus parece encajar sin dificultad en la idea clásica de “ave rapaz”: garras poderosas, pico curvo y una mirada que domina el espacio abierto. Sin embargo, su identidad va mucho más allá de esa imagen general y comienza ya en su nombre. Falco peregrinus significa literalmente “halcón viajero”, una referencia directa a sus hábitos migratorios y a su capacidad para recorrer enormes distancias entre continentes. El término falco proviene del latín falx, “hoz”, evocando la silueta de sus alas largas y afiladas cuando corta el aire en pleno vuelo.

Dentro del género Falco se agrupan los llamados “halcones verdaderos”, un conjunto diverso que incluye no solo al halcón peregrino, sino también a cernícalos, esmerejones, gerifaltes y alcotanes. Todos comparten una serie de rasgos anatómicos y conductuales que los distinguen claramente de otros grupos de rapaces. Esta distinción se vuelve especialmente importante cuando se comparan los falcons con los llamados hawks en inglés, que corresponden principalmente a gavilanes y águilas de la familia Accipitridae. Aunque en español se les llame a todos “halcones”, desde el punto de vista taxonómico pertenecen a linajes distintos.

La similitud entre falcons y hawks es un ejemplo claro de convergencia evolutiva. Ambos grupos son cazadores aéreos, depredadores visuales y dominantes en sus ecosistemas, por lo que la selección natural favoreció cuerpos aerodinámicos, visión extremadamente aguda y armas eficaces para capturar presas. No obstante, estas semejanzas no indican un parentesco cercano. De hecho, los estudios genéticos modernos han demostrado que los halcones del género Falco están evolutivamente más emparentados con los loros y las aves cantoras que con las águilas y gavilanes. Se parecen porque hacen “el mismo trabajo”, no porque compartan un ancestro reciente.

Las capacidades físicas del halcón peregrino lo convierten en una auténtica especialización extrema dentro del mundo animal. Su vuelo en picada, conocido como stoop, puede superar los 380 km/h, una velocidad sin comparación entre los animales vivos. Para soportar estas condiciones, su cuerpo presenta adaptaciones notables: alas estrechas y rígidas, un esqueleto ligero pero resistente, pequeños tubérculos óseos en las fosas nasales que regulan la entrada de aire a gran velocidad y una membrana nictitante que protege los ojos sin perder visión. A esto se suma el “diente tomial” del pico, una estructura que le permite matar a la presa de forma rápida y precisa cortando la columna vertebral.

Su condición de viajero se manifiesta también en Colombia. El halcón peregrino no suele reproducirse en el país, pero llega como migrante boreal, procedente de Norteamérica. Se le observa con mayor frecuencia entre octubre y marzo, cuando busca climas más benignos y abundancia de presas. En Colombia ocupa principalmente zonas abiertas, humedales, valles fluviales y, cada vez más, áreas urbanas. En Bogotá ha sido registrado en sectores elevados, edificios altos, torres, puentes y alrededores de humedales como el Juan Amarillo o el río Bogotá, donde encuentra buenas corrientes de aire y concentraciones de aves presa.

Si una persona vive en un apartamento alto y descubre un nido de halcón peregrino en su ventana o repisa, lo correcto no es retirarlo ni intervenir directamente. Estos halcones están protegidos y suelen ser sensibles a la perturbación durante la reproducción. Lo recomendable es mantener distancia, evitar ruidos o manipulaciones y contactar a una autoridad ambiental o a un programa de fauna urbana, que pueda evaluar la situación y garantizar la seguridad tanto de las aves como de las personas.

La presencia del halcón peregrino en la ciudad cumple además una función ecológica clave: regular las poblaciones de palomas. Las palomas suelen verse como símbolos de paz y ternura, pero en altas densidades pueden convertirse en vectores de enfermedades, portar parásitos y generar problemas sanitarios por la acumulación de excrementos. El halcón peregrino actúa como un regulador natural, manteniendo las poblaciones bajo control sin necesidad de métodos artificiales. Su presencia no elimina a las palomas, sino que restablece un equilibrio ecológico urbano, recordándonos que incluso en la ciudad los procesos naturales siguen siendo esenciales para la salud ambiental.

Así, el halcón peregrino no es solo el ave más rápida del mundo: es un viajero global, un ejemplo vivo de evolución, y un aliado silencioso en la construcción de ciudades más equilibradas y biodiversas.

Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Solubilidad en función de la temperatura del sólido. Chang. 10ed. Ejercicio 12.29.

 [Ej. Solubilidad crítica de un sólido en función de la temperatura]

 Una muestra de 50 g de KClO₃ impuro (solubilidad = 7.1 g por 100 g de H₂O a 20°C) está contaminada con un 10% de KCl (solubilidad = 25.5 g por 100 g de H₂O a 20°C). Calcula la cantidad mínima de agua a 20°C necesaria para disolver todo el KCl de la muestra. ¿Cuánto KClO₃ quedará después de este tratamiento? (Asume que las solubilidades no se ven afectadas por la presencia del otro compuesto).

Etapa analítica

Asumiremos la identidad de la muestra original 50 g como KCl impuro. Usando el [Axioma de Fracción de Masa] podemos intuir las masas de soluto y solvente. Para una muestra de 100 g todos los % pasan a masa, pero para una muestra de la mitad de eso, entonces todos las masas son la mitad del porcentaje, así tenemos 5 g de KCl, y los otros 95 g son la mezcla de el otro soluto y el solvente. Por ende, debemos calcular la masa de solvente para diluir esos 5 g usando la la forma [1] de [Teo. Solubilidad crítica y máxima], despejando la masa experimental del solvente.

Etapa Numérica por factor de conversión

Etapa Numérica por teoremas

Referencias

Ver [Ej. Solubilidad crítica de un sólido en función de la temperatura]

 

Ejercicios de química resueltos. Propiedades de las disoluciones. Solubilidad en función de la temperatura del sólido. Chang. 10ed. Ejercicio 12.28.

 [Ej. Solubilidad crítica de un sólido en función de la temperatura]

 La solubilidad del KNO₃ es 155 g por 100 g de agua a 75°C y 38.0 g a 25°C. ¿Qué masa (en gramos) de KNO₃ cristalizará fuera de la solución si exactamente 100 g de su solución saturada a 75°C se enfría a 25°C?

Etapa analítica

Usaremos la forma [1] y [2] de [Teo. Solubilidad crítica y máxima]. Tenga en cuenta que los 100 g de la etapa experimental son de la disolución, no del soluto. Calcularemos primero el ratio de masas estándar a 75°C y calculamos la masa del solvente allí usando la [Axioma de Fracción de Masa]

Etapa Numérica por factor de conversión

Masa del soluto a través de la fracción de masa.

La masa de solvente es por ende 39.2 g.

Calculamos la masa máxima a 25°C

 Dado que el signo del resultado es positivo, se concluye que, desde el punto de vista estequiométrico, la reacción predice la formación de un precipitado excedente respecto a la capacidad de la disolución de 45.9 gramos.

Etapa Numérica por teoremas

Masa del soluto a través de la fracción de masa.

Dado que la masa de solución es 100 g, entonces los % → g, por lo que la masa experimental del soluto es 60.8 g y la del solvente 39.2 g.

 Calculamos la masa máxima a 25°C

Dado que el signo del resultado es positivo, se concluye que, desde el punto de vista estequiométrico, la reacción predice la formación de un precipitado excedente respecto a la capacidad de la disolución de 62 gramos. 

Referencias

Ver [Ej. Solubilidad crítica de un sólido en función de la temperatura]