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Química 2ed

11.3 Solubilidad

Química 2ed11.3 Solubilidad

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir los efectos de la temperatura y la presión en la solubilidad.
  • Enunciar la ley de Henry y utilizarla en los cálculos de solubilidad de un gas en un líquido.
  • Explicar los grados de solubilidad posibles para las soluciones líquido-líquido.

Imagine que añade una pequeña cantidad de azúcar a un vaso de agua, revuelve hasta que todo el azúcar se haya disuelto y luego añade un poco más. Puedes repetir este proceso hasta que la concentración de azúcar de la solución alcance su límite natural, un límite determinado principalmente por las fuerzas relativas de atracción soluto-soluto, soluto-disolvente y solvente-solvente que se estudiaron en los dos módulos anteriores de este capítulo. Puede estar seguro de que ha alcanzado este límite porque, por mucho tiempo que remueva la solución, sigue habiendo azúcar sin disolver. La concentración de azúcar en la solución en este punto se conoce como su solubilidad.

La solubilidad de un soluto en un determinado solvente es la concentración máxima que puede alcanzarse en unas condiciones determinadas cuando el proceso de disolución está en equilibrio.

Cuando la concentración de un soluto es igual a su solubilidad, se dice que la solución está saturada de ese soluto. Si la concentración del soluto es inferior a su solubilidad, se dice que la solución es insaturada. Una solución que contiene una concentración relativamente baja de soluto se llama diluida, y una con una concentración relativamente alta se llama concentrada.

Se pueden preparar soluciones en las que la concentración de un soluto supere su solubilidad. Se dice que tales soluciones están sobresaturadas, y son ejemplos interesantes de estados de no-equilibrio (un tratamiento detallado de este importante concepto se proporciona en los capítulos del texto sobre el equilibrio). Por ejemplo, la bebida carbonatada en un recipiente abierto que aún no se ha "desinflado" está sobresaturada de gas carbónico; con el tiempo, la concentración de CO2 disminuirá hasta alcanzar su solubilidad.

Soluciones de gases en líquidos

Como para cualquier solución, la solubilidad de un gas en un líquido se ve afectada por las fuerzas de atracción intermoleculares entre las especies del soluto y del solvente. Sin embargo, a diferencia de los solutos sólidos y líquidos, cuando un soluto gaseoso se disuelve en un solvente líquido no hay que superar ninguna atracción intermolecular (vea la Figura 11.4) , ya que los átomos o moléculas que componen un gas están muy separados y experimentan interacciones insignificantes. En consecuencia, las interacciones soluto-disolvente son el único factor energético que afecta a la solubilidad. Por ejemplo, la solubilidad en agua del oxígeno es aproximadamente tres veces mayor que la del helio (hay mayores fuerzas de dispersión entre el agua y las moléculas de oxígeno más grandes), pero 100 veces menor que la solubilidad del clorometano, CHCl3 (las moléculas polares de clorometano experimentan una atracción dipolar hacia las moléculas polares de agua). Asimismo, cabe destacar que la solubilidad del oxígeno en el hexano, C6H14, es aproximadamente 20 veces mayor que en el agua, ya que existen mayores fuerzas de dispersión entre el oxígeno y las moléculas más grandes del hexano.

La temperatura es otro factor que afecta a la solubilidad, ya que la solubilidad del gas suele disminuir a medida que aumenta la temperatura (Figura 11.8). Esta relación inversa entre la temperatura y la concentración de gases disueltos es la responsable de uno de los mayores impactos de la contaminación térmica en las aguas naturales.

Este gráfico muestra las solubilidades del metano, el oxígeno, el monóxido de carbono, el nitrógeno y el helio en 10 superíndice negativo 3 mol L superíndice negativo 1 a temperaturas que van de 0 a 30 grados Celsius. Las solubilidades indicadas en el gráfico en orden decreciente son metano, oxígeno, monóxido de carbono, nitrógeno y helio. A diez grados, las solubilidades en 10 superíndice negativo 3mol L superíndice negativo 1 son aproximadamente las siguientes: metano 1,9, oxígeno 1,8, monóxido de carbono 1,2, nitrógeno 0,7 y helio 0,4. A veinte grados, las solubilidades en 10 superíndice negativo 3 mol L superíndice negativo 1 son aproximadamente las siguientes: metano 1,2, oxígeno 1,1, monóxido de carbono 0,9, nitrógeno 0,5 y helio 0,35.
Figura 11.8 Las solubilidades de estos gases en el agua disminuyen al aumentar la temperatura. Todas las solubilidades se midieron con una presión constante de 101,3 kPa (1 atm) de gas sobre las soluciones.

Cuando la temperatura de un río, lago o arroyo aumenta, la solubilidad del oxígeno en el agua disminuye. La disminución de los niveles de oxígeno disuelto puede tener graves consecuencias para la salud de los ecosistemas acuáticos y, en casos graves, puede provocar la muerte de peces a gran escala (Figura 11.9).

Se muestran dos fotos. La primera muestra la parte superior de un vaso transparente incoloro de un líquido incoloro claro con pequeñas burbujas cerca de la interfaz del líquido con el recipiente. La segunda foto muestra una parte de una masa de agua parcialmente congelada con peces muertos que aparecen en el agua y en una superficie helada.
Figura 11.9 (a) Las pequeñas burbujas de aire en este vaso de agua enfriada se formaron cuando el agua se calentó a temperatura ambiente y la solubilidad de su aire disuelto disminuyó. (b) La disminución de la solubilidad del oxígeno en las aguas naturales sometidas a contaminación térmica puede provocar la muerte de peces a gran escala (créditos: a: modificación del trabajo de Liz West; b: modificación del trabajo del Servicio de Pesca y Vida Silvestre de los EE. UU.).

La solubilidad de un soluto gaseoso también se ve afectada por la presión parcial del soluto en el gas al que se expone la solución. La solubilidad del gas aumenta a medida que aumenta su presión. Las bebidas carbonatadas son un buen ejemplo de esta relación. El proceso de carbonatación consiste en exponer la bebida a una presión relativamente alta de gas de dióxido de carbono y luego sellar el envase de la bebida, saturando así la bebida con CO2 a esta presión. Cuando se abre el envase de la bebida, se oye el conocido silbido al liberarse la presión del gas de dióxido de carbono, y suele verse parte del dióxido de carbono disuelto abandonando la solución en forma de pequeñas burbujas (Figura 11.10). En este punto, la bebida está sobresaturada de dióxido de carbono y, con el tiempo, la concentración de dióxido de carbono disuelto disminuirá hasta su valor de equilibrio y la bebida se volverá "plana".

Se muestra un líquido marrón oscuro en un recipiente transparente e incoloro. En la superficie del líquido aparece una gruesa capa de burbujas de color beige. En el líquido aparecen trece pequeños grupos de esferas negras individuales con dos esferas rojas pegadas a la izquierda y a la derecha. Las esferas rojas representan los átomos de oxígeno y las negras los de carbono. Siete flechas blancas apuntan hacia arriba en el recipiente desde estos racimos hasta la capa de burbujas en la parte superior del líquido.
Figura 11.10 Al abrir la botella de bebida carbonatada se reduce la presión del dióxido de carbono gaseoso sobre la bebida. La solubilidad del CO2 se reduce así, y puede verse que parte del dióxido de carbono disuelto sale de la solución en forma de pequeñas burbujas de gas (créditos: modificación del trabajo de Derrick Coetzee).

Para muchos solutos gaseosos, la relación entre la solubilidad, Cg, y la presión parcial, Pg, es proporcional:

Cg=kPgCg=kPg

donde k es una constante de proporcionalidad que depende de las identidades del soluto gaseoso y del solvente así como de la temperatura de la solución. Esta es una proposición matemática de la ley de Henry: la cantidad de un gas ideal que se disuelve en un volumen definido de líquido es directamente proporcional a la presión del gas.

Ejemplo 11.1

Aplicación de la ley de Henry

A 20 °C, la concentración de oxígeno disuelto en el agua expuesta al oxígeno gaseoso a una presión parcial de 101,3 kPa es de 1,38 ×× 10−3 mol L−1. Utilice la ley de Henry para determinar la solubilidad del oxígeno cuando su presión parcial es de 20,7 kPa, la presión aproximada del oxígeno en la atmósfera terrestre.

Solución

Según la ley de Henry, para una solución ideal la solubilidad, Cg, de un gas (1,38 ×× 10−3 mol L−1, en este caso) es directamente proporcional a la presión, Pg, del gas no disuelto sobre la solución (101,3 kPa en este caso). Dado que se conocen tanto Cg como Pg, esta relación se puede reagrupar y utilizar para resolver k.
Cg=kPgk=CgPg=1,38×10-3molL-1101,3kPa=1,36×10-5molL-1kPa-1Cg=kPgk=CgPg=1,38×10-3molL-1101,3kPa=1,36×10-5molL-1kPa-1

Ahora, use k para encontrar la solubilidad a la presión más baja.

Cg=kPg1,36×10-5molL-1kPa-1×20,7kPa=2,82×10-4molL-1Cg=kPg1,36×10-5molL-1kPa-1×20,7kPa=2,82×10-4molL-1

Tenga en cuenta que se pueden utilizar varias unidades para expresar las cantidades que intervienen en este tipo de cálculos. Se acepta cualquier combinación de unidades que se ajuste a las limitaciones del análisis dimensional.

Compruebe lo aprendido

La exposición de una muestra de 100,0 mL de agua a 0 °C a una atmósfera que contiene un soluto gaseoso a 152 torr produjo una disolución de 1,45 ×× 10−3 g del soluto. Utilice la ley de Henry para determinar la solubilidad de este soluto gaseoso cuando su presión es de 760 torr.

Respuesta:

7,25 ×× 10−3 en 100,0 mL o 0,0725 g/L

Ejemplo 11.2

Contaminación térmica y solubilidad del oxígeno

Una determinada especie de trucha de agua dulce requiere una concentración de oxígeno disuelto de 7,5 mg/L. ¿Podrían estos peces prosperar en un arroyo de montaña contaminado térmicamente (la temperatura del agua es de 30,0 °C, la presión parcial del oxígeno atmosférico es de 0,17 atm)? Utilice los datos de la Figura 11.8 para estimar un valor de la constante de la ley de Henry a esta temperatura.

Solución

En primer lugar, estime la constante de la ley de Henry para el oxígeno en el agua a la temperatura especificada de 30,0 °C (la Figura 11.8 indica que la solubilidad a esta temperatura es de aproximadamente ~1,2 mol/L).).
k=CgPg=1,2×10-3mol/L/1,00 atm=1,2×10-3mol/L atm k=CgPg=1,2×10-3mol/L/1,00 atm=1,2×10-3mol/L atm

A continuación, utilice el valor de k para calcular la solubilidad del oxígeno a la presión parcial de oxígeno especificada, 0,17 atm.

Cg=kPg=(1,2×10-3mol/L atm)(0,17atm)= 2,0×10-4mol/LCg=kPg=(1,2×10-3mol/L atm)(0,17atm)= 2,0×10-4mol/L

Finalmente, convierta esta concentración de oxígeno disuelto de mol/L a mg/L.

(2,0×10-4mol/L)(32,0g/1 mol)(1.000mg/g)= 6,4mg/L.(2,0×10-4mol/L)(32,0g/1 mol)(1.000mg/g)= 6,4mg/L.

Esta concentración es inferior al valor mínimo requerido de 7,5 mg/L, por lo que estas truchas probablemente no prosperarían en el arroyo contaminado.

Compruebe lo aprendido

¿Qué concentración de oxígeno disuelto se espera para el arroyo de arriba cuando vuelva a tener una temperatura normal en verano de 15 °C?

Respuesta:

8,2 mg/L

La química en la vida cotidiana

Enfermedad por descompresión o "The Bends"

La enfermedad de descompresión (DCS), o "The Bends" (el malestar), es un efecto del aumento de la presión del aire inhalado por los buceadores cuando nadan bajo el agua a profundidades considerables. Además de la presión ejercida por la atmósfera, los buceadores están sometidos a una presión adicional debida al agua que tienen encima, experimentando un aumento de aproximadamente 1 atm por cada 10 m de profundidad. Por lo tanto, el aire inhalado por un buceador mientras está sumergido contiene gases a la correspondiente presión ambiental más alta, y las concentraciones de los gases disueltos en la sangre del buceador son proporcionalmente más altas según la ley de Henry.

A medida que el buceador asciende a la superficie del agua, la presión ambiental disminuye y los gases disueltos se vuelven menos solubles. Si el ascenso es demasiado rápido, los gases que se escapan de la sangre del buceador pueden formar burbujas que pueden causar una serie de síntomas que van desde sarpullidos y dolor en las articulaciones hasta la parálisis y la muerte. Para evitar el DCS, los buceadores deben ascender desde las profundidades a velocidades relativamente lentas (10 o 20 m/min) o, de lo contrario, realizar varias paradas de descompresión, haciendo una pausa de varios minutos a determinadas profundidades durante el ascenso. Cuando estas medidas preventivas no funcionan, los buceadores con DCS suelen recibir terapia de oxígeno hiperbárico en recipientes presurizados llamados cámaras de descompresión (o recompresión) (Figura 11.11). Los investigadores también estudian las reacciones y defensas corporales relacionadas para desarrollar mejores pruebas y tratamientos para la enfermedad por descompresión. Por ejemplo, Ingrid Eftedal, barofisióloga especializada en las reacciones corporales al buceo, demostró que los glóbulos blancos sufren cambios químicos y genéticos como consecuencia de la enfermedad; estos pueden utilizarse potencialmente para crear pruebas de biomarcadores y otros métodos para tratar la enfermedad por descompresión.

Se muestran dos fotos. La primera muestra a dos personas sentadas en una cámara de acero sobre bancos que están a cada lado de aquella. La cámara tiene un par de pequeñas ventanas circulares y una puerta abierta tipo escotilla. Una de las dos personas hace un gesto de pulgar hacia arriba. La segunda imagen ofrece una vista a través de una pequeña ventana circular. En el interior se puede ver a las dos personas con máscaras sobre su boca y nariz. Parecen estar leyendo.
Figura 11.11 (a) Los buzos de la Marina estadounidense se entrenan en una cámara de recompresión. (b) Los buzos reciben oxigenoterapia hiperbárica.

Las desviaciones de la ley de Henry se observan cuando se produce una reacción química entre el soluto gaseoso y el solvente. Así, por ejemplo, la solubilidad del amoníaco en el agua aumenta más rápidamente con el aumento de la presión de lo que predice la ley, porque el amoníaco, al ser una base, reacciona en cierta medida con el agua para formar iones de amonio e iones de hidróxido.

Este diagrama de reacción muestra tres átomos de H unidos a un átomo de N por encima, por debajo y dos a la izquierda del N. Un par de puntos está presente en el lado derecho del N. A esto le sigue un signo positivo, y luego dos átomos de H unidos a un átomo de O a la izquierda y por debajo del O. Dos pares de puntos están presentes en el O, uno por encima y otro a la derecha del O. Sigue una flecha doble, con la punta superior apuntando a la derecha y la inferior apuntando a la izquierda. A la derecha de la flecha doble, se muestran cuatro átomos de H unidos a un átomo de N central. Estos 5 átomos están encerrados entre paréntesis con un superíndice positivo fuera. Le sigue un signo positivo, luego un átomo de O unido por un enlace a un átomo de H a su derecha. El átomo de O tiene pares de puntos encima, a la izquierda y debajo del átomo. El O y el H enlazados van entre paréntesis con el superíndice signo negativo fuera.

Los gases pueden formar soluciones sobresaturadas. Si una solución de un gas en un líquido se prepara a baja temperatura o bajo presión (o ambas), a medida que la solución se calienta o se reduce la presión del gas, puede sobresaturarse. En 1986, más de 1.700 personas murieron en Camerún cuando una nube de gas, casi seguro dióxido de carbono, brotó del lago Nyos (Figura 11.12), un lago profundo en un cráter volcánico. El agua del fondo del lago Nyos está saturada de dióxido de carbono por la actividad volcánica que hay debajo. Se cree que el lago sufrió un recambio debido al calentamiento gradual desde abajo del lago, y el agua más caliente y menos densa saturada de dióxido de carbono llegó a la superficie. En consecuencia, se liberaron enormes cantidades de CO2 disuelto, y el gas incoloro, más denso que el aire, fluyó por el valle debajo del lago y asfixió a los seres humanos y a los animales que vivían en el valle.

Se muestran dos fotos. La primera es una vista aérea de un lago rodeado de verdes colinas. La segunda muestra una gran masa de agua con una fuente que lanza líquido al aire a varios metros de la superficie del agua.
Figura 11.12 (a) Se cree que la catástrofe de 1986 en la que murieron más de 1.700 personas cerca del lago Nyos, en Camerún, se produjo cuando se liberó un gran volumen de gas de dióxido de carbono del lago. (b) Desde entonces se instaló un respiradero de CO2 que ayuda a desgasificar el lago de forma lenta y controlada y a evitar una catástrofe similar en el futuro (créditos: a: modificación del trabajo de Jack Lockwood; b: modificación del trabajo de Bill Evans).

Soluciones de líquidos en líquidos

Algunos líquidos pueden mezclarse en cualquier proporción para dar lugar a soluciones; es decir, tienen una solubilidad mutua infinita y se dice que son miscibles. El etanol, el ácido sulfúrico y el etilenglicol (popular por su uso como anticongelante, que aparece en la Figura 11.13) son ejemplos de líquidos que son completamente miscibles con el agua. El aceite de motor de dos tiempos es miscible con la gasolina, cuyas mezclas se utilizan como combustible lubricante para varios tipos de equipos eléctricos de exterior (motosierras, sopladores de hojas, etc.).

Foto de una jarra de plástico amarilla de 1 galón de anticongelante/refrigerante prediluido Preston 50/50.
Figura 11.13 El agua y el anticongelante son miscibles; las mezclas de ambos son homogéneas en todas las proporciones (créditos: "dno1967"/Wikimedia commons).

Los líquidos miscibles son típicamente aquellos con polaridades muy similares. Pensemos, por ejemplo, en los líquidos polares o con capacidad de enlace de hidrógeno. En estos líquidos, las atracciones dipolo-dipolo (o enlace de hidrógeno) de las moléculas del soluto con las del solvente son al menos tan fuertes como las que existen entre las moléculas del soluto puro o del solvente puro. Por lo tanto, los dos tipos de moléculas se mezclan fácilmente. Del mismo modo, los líquidos no polares son miscibles entre sí porque no hay una diferencia apreciable en las fuerzas de atracción intermolecular soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-solvente. La solubilidad de las moléculas polares en solventes polares y de las moléculas no polares en solventes no polares es, de nuevo, una ilustración del axioma químico "lo semejante se disuelve en lo semejante".

Dos líquidos que no se mezclan de forma apreciable se denominan inmiscibles. Se forman capas separadas cuando se vierten líquidos inmiscibles en el mismo recipiente. La gasolina, el aceite (Figura 11.14), el benceno, el tetracloruro de carbono, algunas pinturas y muchos otros líquidos no polares son inmiscibles con el agua. Las fuerzas de atracción relativamente débiles entre las moléculas de agua polares y las moléculas de líquido no polares no son adecuadas para superar los enlaces de hidrógeno mucho más fuertes entre las moléculas de agua. La distinción entre inmiscibilidad y miscibilidad es, en realidad, una cuestión de extensión, de modo que los líquidos miscibles son de solubilidad mutua infinita, mientras que los líquidos que se dicen inmiscibles son de solubilidad mutua muy baja (aunque no nula).

Esta es una foto de una copa de martini transparente e incolora que contiene una capa de líquido de color dorado que descansa sobre un líquido transparente e incoloro.
Figura 11.14 El agua y el aceite son inmiscibles. Las mezclas de estas dos sustancias formarán dos capas separadas con el aceite menos denso flotando sobre el agua (créditos: "Yortw"/Flickr).

Se dice que dos líquidos, como el bromo y el agua, que tienen una solubilidad mutua moderada son parcialmente miscibles. Dos líquidos parcialmente miscibles suelen formar dos capas al mezclarse. En el caso de la mezcla de bromo y agua, la capa superior es agua, saturada de bromo, y la capa inferior es bromo saturado de agua. Dado que el bromo no es polar y, por tanto, no es muy soluble en agua, la capa de agua solo se decolora ligeramente por el bromo naranja brillante disuelto en ella. Dado que la solubilidad del agua en el bromo es muy baja, no hay ningún efecto notable en el color oscuro de la capa de bromo (Figura 11.15).

Esta figura muestra tres tubos de ensayo. El primer tubo de ensayo contiene una sustancia de color marrón anaranjado oscuro. El segundo tubo de ensayo contiene una sustancia clara. La cantidad de sustancia en ambos tubos de ensayo es la misma. El tercer tubo de ensayo contiene una sustancia marrón anaranjada oscura en el fondo y una sustancia naranja más clara en la parte superior. La cantidad de sustancia en el tercer tubo de ensayo es casi el doble que en los dos primeros.
Figura 11.15 El bromo (el líquido naranja intenso de la izquierda) y el agua (el líquido claro del centro) son parcialmente miscibles. La capa superior de la mezcla de la derecha es una solución saturada de bromo en agua; la capa inferior es una solución saturada de agua en bromo (créditos: Paul Flowers).

Soluciones de sólidos en líquidos

La dependencia de la solubilidad en función de la temperatura para una serie de sólidos en agua se muestra en las curvas de solubilidad en la Figura 11.16. La revisión de estos datos indica una tendencia general de aumento de la solubilidad con la temperatura, aunque hay excepciones, como ilustra el compuesto iónico sulfato de cerio.

Esto muestra un gráfico de la solubilidad del azúcar C subíndice 12 H subíndice 22 O subíndice 11, K N O subíndice 3, N a N O subíndice 3, N a B r, K B r, N a subíndice 2 S O subíndice 4, K C l, y C e subíndice 2 paréntesis izquierdo S O subíndice 4 paréntesis derecho subíndice 3 en g de soluto por 100 g de H subíndice 2 O a temperaturas que van de 0 grados Celsius a 100 grados Celsius. A 0 grados Celsius, las solubilidades son aproximadamente 180 para el azúcar C subíndice 12 H subíndice 22 O subíndice 11, 115 para K N O subíndice 3, 75 para N a N O subíndice 3, 115 para N a B r, 55 para K B r, 7 para N a subíndice 2 S O subíndice 4, 25 para K C l, y 20 para C e subíndice 2 paréntesis izquierdo S O subíndice 4 paréntesis derecho subíndice 3. A 0 grados Celsius, las solubilidades son aproximadamente 180 para el azúcar C subíndice 12 H subíndice 22 O subíndice 11, 115 para K N O subíndice 3, 75 para N a N O subíndice 3, 115 para N a B r, 55 para K B r, 7 para N a subíndice 2 S O subíndice 4, 25 para K C l, y 20 para C e subíndice 2 paréntesis izquierdo S O subíndice 4 paréntesis derecho subíndice 3. A 100 grados Celsius, el azúcar C subíndice 12 H subíndice 22 O subíndice 11 ha superado el límite superior de solubilidad indicado en el gráfico, 240 para K N O subíndice 3, 178 para N a N O subíndice 3, 123 para N a B r, 105 para K B r, 52 para N a subíndice 2 S O subíndice 4, 58 para K C l, y el gráfico para C e subíndice 2 paréntesis izquierdo S O subíndice 4 paréntesis derecho subíndice 3 se detiene a unos 92 grados Celsius donde la solubilidad es casi cero. El gráfico para N a subíndice 2 S O subíndice 4 se muestra en rojo. Todas las demás sustancias se muestran en azul. La solubilidad de esta sustancia aumenta hasta unos 30 grados Celsius y disminuye más allá de ese punto con el aumento de la temperatura.
Figura 11.16 Este gráfico muestra cómo cambia la solubilidad de varios sólidos con la temperatura.

La dependencia de la temperatura de la solubilidad puede aprovecharse para preparar soluciones sobresaturadas de ciertos compuestos. Una solución puede saturarse con el compuesto a una temperatura elevada (donde el soluto es más soluble) y posteriormente enfriarse a una temperatura más baja sin precipitar el soluto. La solución resultante contiene soluto a una concentración mayor que su solubilidad de equilibrio a la temperatura más baja (es decir, está sobresaturada) y es relativamente estable. La precipitación del exceso de soluto puede iniciarse añadiendo un cristal semilla (vea el video en el Enlace al aprendizaje anterior de este módulo) o agitando mecánicamente la solución. Algunos calentadores de manos, como el que aparece en la Figura 11.17, se aprovechan de este comportamiento.

Se muestran tres fotos de calentadores de manos, una al lado de la otra, con una flecha que apunta de la primera foto a la segunda, y otra flecha que apunta de la segunda foto a la tercera. El primer paquete contiene un líquido incoloro claro y se puede ver un pequeño disco metálico. En el segundo paquete, el disco no se ve y comienza la dispersión de un líquido blanco. En el tercer paquete, todo el líquido es blanco.
Figura 11.17 Este calentador de manos produce calor cuando se precipita el acetato de sodio en una solución sobresaturada. La precipitación del soluto se inicia por una onda de choque mecánica generada al "chasquear" el disco metálico flexible dentro de la solución (créditos: modificación del trabajo de "Velela"/Wikimedia Commons).
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