Solubilidad y efecto de la temperatura

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La solubilidad es la propiedad que describe la capacidad de una sustancia (soluto) para disolverse en otra (disolvente), formando una disolución homogénea a nivel molecular o iónico. Esta característica se expresa generalmente como la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente bajo ciertas condiciones de temperatura y presión.

Figura 1. [Joel Henry Hildebrand] fue un químico físico estadounidense reconocido por sus estudios sobre disoluciones y fuerzas intermoleculares. Desarrolló el parámetro de solubilidad de Hildebrand, que permite predecir la miscibilidad entre sustancias. Sus aportes fueron fundamentales para la termodinámica química, la ingeniería química y la ciencia de materiales.

Figura 2. [Mary Lura Sherrill] fue una química y educadora estadounidense especializada en química inorgánica y compuestos de coordinación. Combinó la investigación con la docencia en el Randolph-Macon Woman’s College, formando numerosas científicas. Su trabajo fortaleció la investigación universitaria y amplió las oportunidades de las mujeres en la ciencia.

Solubilidad en gases

La solubilidad es la propiedad que describe la capacidad de una sustancia (soluto) para disolverse en otra (disolvente), formando una disolución homogénea a nivel molecular o iónico. Esta característica se expresa generalmente como la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente bajo ciertas condiciones de temperatura y presión.

Figura 1. [Solubilidad de compuestos orgánicos]. La vitamina A, con pocos grupos oxígeno y estructura no polar, es liposoluble y se disuelve en aceite. La vitamina C, rica en grupos hidroxilo, es polar e hidrosoluble, lo que permite su disolución en agua. Esta diferencia estructural determina su solubilidad, almacenamiento en el cuerpo y función biológica, destacando la relación entre estructura y comportamiento químico

Sin embargo, la solubilidad no es una cualidad absoluta ni dicotómica. Aunque frecuentemente clasificamos las sustancias como “solubles” o “insolubles”, en realidad existe un rango de solubilidades. Este grado de solubilidad varía según múltiples factores, entre ellos las condiciones ambientales y la estructura del soluto. A partir de aquí, nos centraremos en analizar la solubilidad en agua, el disolvente más común tanto en sistemas biológicos como industriales.

En el caso de las sustancias orgánicas, la solubilidad en agua depende fuertemente de su capacidad para formar puentes de hidrógeno. Las moléculas que contienen varios grupos funcionales con oxígeno, como hidroxilos, carbonilos o carboxilos, suelen ser muy solubles en agua. En cambio, aquellas con largas cadenas hidrocarbonadas o sin grupos polares tienden a ser poco solubles.

Para las sales inorgánicas, la situación es más compleja. Su solubilidad en agua no sigue una regla general simple, por lo que es necesario consultarla en tablas de solubilidad o representaciones gráficas conocidas como curvas de solubilidad, donde se observa cómo varía su capacidad de disolverse con la temperatura.

En el caso de los gases, su solubilidad en agua varía mucho, pero nunca es infinita. A diferencia de sólidos y líquidos, la solubilidad de los gases disminuye con la temperatura y aumenta con la presión, lo cual explica fenómenos como la pérdida de gas en una bebida carbonatada al calentarla o al destaparla.

Respecto a los disolventes no polares como el hexano o el benceno, en ellos se disuelven preferentemente sustancias también no polares, como grasas, ceras o aceites esenciales. En estos medios no ocurre ionización, ya que no hay una estructura polar capaz de estabilizar iones libres, por lo que las disoluciones son moleculares y no electrolíticas.

Solubilidad en agua

Sin embargo, la solubilidad no es una cualidad absoluta ni dicotómica. Aunque frecuentemente clasificamos las sustancias como “solubles” o “insolubles”, en realidad existe un rango de solubilidades. Este grado de solubilidad varía según múltiples factores, entre ellos las condiciones ambientales y la estructura del soluto. A partir de aquí, nos centraremos en analizar la solubilidad en agua, el disolvente más común tanto en sistemas biológicos como industriales.

En el caso de las sustancias orgánicas, la solubilidad en agua depende fuertemente de su capacidad para formar puentes de hidrógeno. Las moléculas que contienen varios grupos funcionales con oxígeno, como hidroxilos, carbonilos o carboxilos, suelen ser muy solubles en agua. En cambio, aquellas con largas cadenas hidrocarbonadas o sin grupos polares tienden a ser poco solubles.

Para las sales inorgánicas, la situación es más compleja. Su solubilidad en agua no sigue una regla general simple, por lo que es necesario consultarla en tablas de solubilidad o representaciones gráficas conocidas como curvas de solubilidad, donde se observa cómo varía su capacidad de disolverse con la temperatura.

En el caso de los gases, su solubilidad en agua varía mucho, pero nunca es infinita. A diferencia de sólidos y líquidos, la solubilidad de los gases disminuye con la temperatura y aumenta con la presión, lo cual explica fenómenos como la pérdida de gas en una bebida carbonatada al calentarla o al destaparla.

Grado de solubilidad

El nivel de saturación describe el estado de una disolución en función de la cantidad de soluto disuelto respecto a la solubilidad máxima permitida por el solvente a una temperatura dada. Este concepto permite clasificar las disoluciones según su cercanía al límite de disolución y anticipar si el sistema puede seguir disolviendo soluto o, por el contrario, tenderá a formar una fase sólida.

Una disolución insaturada es una mezcla homogénea que contiene menos soluto del que el solvente puede disolver en esas condiciones. En este estado, cualquier cantidad adicional de soluto se disuelve completamente sin que aparezca una fase sólida, y el sistema es estable.

 Figura 2. [Nivel de saturación]. La imagen contiene un error conceptual: las disoluciones insaturada y saturada no deben distinguirse visualmente, ya que ambas son homogéneas y no presentan sólidos. Su diferencia es cuantitativa, no óptica. Solo la disolución sobresaturada puede identificarse visualmente, porque es heterogénea y muestra exceso de soluto precipitado.

Figura 3. Una [disolución supersaturada] contiene más soluto del permitido en equilibrio, pero permanece homogénea al encontrarse en un estado metaestable. La adición de un cristal semilla, impurezas, agitación, golpes o cambios de temperatura puede iniciar una rápida recristalización, formando cristales y restableciendo la concentración de saturación.

Una disolución saturada es una mezcla homogénea que contiene exactamente la masa máxima de soluto que puede mantenerse disuelta. En equilibrio, coexisten el soluto disuelto y el sólido no disuelto, y cualquier adición adicional de soluto permanece como sólido.

La sobresaturación se refiere a un sistema heterogéneo, en el cual la masa inicial de soluto excede claramente la solubilidad; el exceso aparece inmediatamente como precipitado, por lo que no existe ambigüedad termodinámica.

La supersaturación, en cambio, corresponde a un estado homogéneo pero inestable: la disolución contiene más soluto disuelto del permitido por la solubilidad, pero aún no se ha formado sólido. Este estado persiste solo hasta que ocurre un evento de cristalización, como vibraciones, impurezas o la adición de una semilla cristalina, que desencadena la formación del precipitado y restablece el equilibrio.

Solubilidad en solventes apolares

Respecto a los disolventes no polares como el hexano o el benceno, en ellos se disuelven preferentemente sustancias también no polares, como grasas, ceras o aceites esenciales. En estos medios no ocurre ionización, ya que no hay una estructura polar capaz de estabilizar iones libres, por lo que las disoluciones son moleculares y no electrolíticas.

Figura 4. [Efecto de la temperatura en la solubilidad] de sólidos iónicos y gases. (Izquierda) Las curvas de solubilidad representan las relaciones entre la solubilidad y la temperatura de varios solutos sólidos comunes. (Derecha) Curvas de solubilidad de un gas, por lo general la solubilidad disminuye con el aumento de temperatura.

Efecto de la temperatura en la solubilidad

La temperatura influye notablemente en la solubilidad de los gases en agua. A diferencia de muchos sólidos, cuya solubilidad suele aumentar con el calor, los gases pierden solubilidad a medida que la temperatura se eleva. Esto ocurre porque las moléculas gaseosas ganan energía cinética y escapan más fácilmente del disolvente. Por esta razón, el agua caliente contiene menos oxígeno disuelto que el agua fría, lo cual tiene implicaciones ecológicas importantes, como la disminución de oxígeno disponible para organismos acuáticos en cuerpos de agua que se calientan por el cambio climático o por descargas térmicas industriales.

En disoluciones líquidas, especialmente cuando el soluto es un sólido puro, la solubilidad varía de forma irregular con la temperatura. A diferencia de los gases, que tienden a disminuir su solubilidad al calentarse, algunos sólidos aumentan su solubilidad, mientras que otros la reducen o se comportan de forma no lineal. No existen patrones generales aplicables a todas las sustancias, por lo que es indispensable consultar tablas de solubilidad o gráficas específicas, donde se representa la fracción de soluto disuelto en el solvente en función de la temperatura. Estos datos permiten predecir el comportamiento de cada sustancia bajo condiciones experimentales concretas.

[Teoremas de solubilidad crítica y máxima en función de la temperatura] Factor marcado [1] Masa máxima de soluto reactivo (r) en función del ratio de masas estándar y la masa del solvente experimental [2] Masa del sólido reactivo en función de la masa máxima disuelta y masa inicial. Álgebra simbólica [1] Masa máxima de soluto reactivo (r) en función del ratio de masas estándar y la masa del solvente experimental [2] Masa del sólido reactivo en función de la masa máxima disuelta y masa inicial. Demostraciones [Demostración efecto de la temperatura en la solubilidad.] Parámetros y unidades comunes \(m_{max}\) Masa máxima de soluto acuoso que satura a un solvente (g); \(m^o_{r|j}\) Ratio de masas del reactivo acuoso sobre el solvente (adimensional), nota, recuerda que las tablas generalmente dan los valores con respecto a 100 g de solvente estándar; \(m_j\) Masa del solvente experimental (g); \(m_{or}\) Masa inicial del reactivo sólido (g). ; \(m_{r}\) Masa final o precipitado del reactivo sólido (g).

Los teoremas de solubilidad nos permiten clasificar el estado de una disolución según su relación con la cantidad máxima de soluto disuelto que puede mantenerse en equilibrio con el soluto sólido no disuelto. Esta clasificación se expresa a través del signo del cambio de masa del sólido: un valor positivo (+) indica una disolución sobresaturada, donde el exceso de soluto tiende a precipitar y formar masa sólida; un valor negativo (–) refleja una disolución insaturada, con capacidad para disolver más soluto antes de alcanzar el equilibrio; y un valor cero (0) indica una disolución saturada, en equilibrio dinámico entre soluto disuelto y sólido. Sin embargo, existe una cuarta categoría que la ecuación no predice: la sobresaturación sin síntesis de exceso, o estado supersaturado. Este es un estado metastable, logrado bajo condiciones controladas de temperatura y manipulación, donde una cantidad superior al límite de solubilidad se mantiene en solución sin formar precipitado. No obstante, cualquier perturbación, como una vibración, un cambio brusco de temperatura o la introducción de una semilla de cristalización, desencadena la formación inmediata del sólido excedente.

Miremos un ejemplo.

Ejemplo 1.  La solubilidad del nitrato de potasio a 38°C es de 60.0 g / 100 cm³ de agua. ¿Qué volumen de agua se requiere para disolver 32 g de esta sal a la temperatura señalada? Etapa analítica. Usaremos los [Teoremas de solubilidad crítica y máxima en función de la temperatura] , despejando la masa de agua experimental. Asumiremos a priori que la densidad del agua es 1 g/mL por ende cm³ = mL = g. Etapa numérica por factor marcado. Dada la densidad de agua podemos decir que se requiere 53 mL de agua. Etapa numérica por álgebra simbólica. Dada la densidad de agua podemos decir que se requiere 53 mL de agua. Prueba aritmética

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