11.3 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.

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).

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".

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, C_g, y la presión parcial, P_g, es proporcional:

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.

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.

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.

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.

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.).

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).

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).

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.

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.

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).