Soluciones líquidas

Jul 14, 2021

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Lecturas para esta sección

Petrucci: Capítulo 13 (secciones 1 – 6)

Introducción

Las soluciones son mezclas homogéneas de más de una sustancia. La palabra homogénea implica que la mezcla es una sola fase en la que las propiedades serán las mismas sin importar dónde se tome una muestra.

La mayoría de las veces podemos confirmar que una mezcla de más de un componente es una solución simplemente mirando nuestra mezcla. Si podemos ver a través de la mezcla (transparente) entonces lo más probable es que sea una sola fase, lo que significa una solución. Si la mezcla es opaca, lo más probable es que haya dos o más fases que no se mezclan entre sí y, por tanto, dispersan la luz, haciéndola turbia. Así, el zumo de manzana es una solución, mientras que la leche tiene agua, gotas de aceite y algunos sólidos lácteos, todo ello en suspensión pero sin disolverse entre sí. Podemos ver esto mejor si dejamos reposar un rato la leche sin homogeneizar. La nata (aceites) subirá a la parte superior, dejando un líquido más translúcido (principalmente agua con algunos sólidos en suspensión, llamado leche de mantequilla) por debajo. Con un tratamiento físico adicional (por ejemplo, una centrifugación), podemos separar aún más los componentes de la leche. Claramente, la mezcla que vimos como «leche» no era una solución aunque puede haber algunos componentes de la misma que lo fueran (por ejemplo, más de un tipo de aceite disuelto entre sí para hacer que el aceite forme parte de la crema.

Cuando se hacen observaciones de mezclas líquidas en un laboratorio, es importante, por tanto, indicar el color (rojo, azul, rosa…) pero también la claridad (claro, opaco, turbio, lechoso…) de la muestra líquida que se está describiendo. Así, el zumo de manzana es una solución clara y amarilla mientras que la leche es una mezcla opaca y blanca. La observación de la claridad nos permite decir con seguridad que el zumo de manzana es una fase única y, por lo tanto, es una solución mientras que la leche no es una fase única y, por lo tanto, no es una solución única.

Las soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas (las soluciones líquidas son las más interesantes para los químicos).

Fase gaseosa

Las soluciones en fase gaseosa se forman fácilmente a partir de cualquier mezcla de gases ya que las moléculas del gas raramente interactúan entre sí. Si la mezcla de gases no reacciona realmente, entonces es casi seguro que se formará una solución en fase gaseosa (al menos a temperatura y presión ambiente)

Fase líquida

En la fase líquida, las moléculas están lo suficientemente cerca como para que las fuerzas intermoleculares sean importantes. En esta fase, sólo se formará una solución entre (digamos) dos especies A y B si las fuerzas intermoleculares A—A, B—B y A–B son aproximadamente iguales.

Por ejemplo, el hexano y el heptano son dos líquidos no polares. Las fuerzas intermoleculares en cada uno de estos líquidos puros son principalmente fuerzas de dispersión, debidas a dipolos temporales. Son fuerzas bastante débiles. Sin embargo, las fuerzas intermoleculares que existirían entre el hexano y el heptano también serían principalmente de dispersión. Por lo tanto, se formará una solución líquida. Se dice que los dos líquidos son completamente miscibles entre sí.

Si las fuerzas de una de las moléculas para su propia clase es mucho mayor que para la otra puede no formarse una solución. Tomemos, por ejemplo, el agua y el hexano. El agua es una molécula polar y además se une a otras moléculas de agua con enlaces de hidrógeno. Éstas son dos de las fuerzas intermoleculares más fuertes (comparadas con las fuerzas de dispersión). El hexano, en cambio, no puede participar en ninguno de estos dos tipos de interacciones y, por tanto, no se mezclará con el agua. Se dice que estos dos líquidos son inmiscibles entre sí.

Fase sólida (cristales)

En la fase sólida, no sólo las fuerzas intermoleculares están muy bien definidas, sino que los cristales de sólido forman disposiciones rígidas de átomos cuyo espaciado es bastante regular. Para que un segundo tipo de molécula encaje, debe tener un tamaño y una forma similares a los de las moléculas (o átomos) anfitrionas.

Las «soluciones» sólidas comunes de este tipo pueden encontrarse en las piedras preciosas y en las aleaciones de metales, entre otras.

Composición de las soluciones:

Molaridad

Existen varios métodos comunes para informar de la composición de las soluciones que nos ocupan. El método concreto que utilicemos depende en gran medida del uso que le vayamos a dar. En la mayoría de las soluciones relativamente diluidas donde necesitamos cálculos rápidos y fáciles que relacionen el número de moles en la solución con el volumen, utilizamos la molaridad. La concentración, en molaridad, puede calcularse como:

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donde n = número de moles de soluto y V = volumen de la solución. Esto nos da una concentración en unidades de :
M ≡ moles × Litros-1 o mol × L-1.

Tenga cuidado con las ecuaciones. Los alumnos suelen confundir los símbolos de las variables utilizadas en las ecuaciones con los símbolos de las unidades utilizadas en los cálculos. Este es un ejemplo de ello. La ecuación aquí no tiene la letra M como variable. La letra M mayúscula se utiliza como variable en otro lugar para representar la masa molar, por lo que no debería utilizarse en esta ecuación para representar la concentración. La variable C se utiliza para representar la concentración de cualquier unidad y aquí, CM significa concentración en molaridad. El símbolo de las unidades de concentración llamado molaridad es una M mayúscula en cursiva, que utilizamos como atajo a las unidades completamente escritas de moles de soluto por Litro de solución (o simplemente mol/L),

Por ejemplo:

Una muestra de 0,243 moles de un compuesto seco en polvo se disuelve en 1,45 L de un disolvente líquido. ¿Cuál es la concentración molar de la solución?

Podemos utilizar la ecuación anterior para resolver esto con una advertencia. Se supone que el volumen de la ecuación son litros de disolución, pero el volumen dado en este ejemplo son litros de disolvente. No podemos utilizar un volumen en lugar del otro como regla general. En este caso, sin embargo, estamos añadiendo una pequeña cantidad de un compuesto a un gran volumen de líquido, por lo que, aunque el volumen del líquido debe haber cambiado, no lo ha hecho mucho. Si suponemos que el cambio es despreciable, es decir, que el volumen de la solución es igual al volumen del disolvente, entonces podemos proceder.

\N1804>

Podríamos, alternativamente (mi preferencia actual), haber averiguado simplemente cómo hacer esto utilizando el análisis dimensional. Como sabemos que las unidades finales de concentración que queremos son los moles por litro, simplemente dividimos el número de moles de soluto por el volumen de la solución en litros y ¡listo! la misma respuesta sin ninguna ecuación que memorizar.

El único inconveniente de utilizar la molaridad es que el volumen del disolvente no es necesariamente el volumen de la solución y, por lo tanto, debemos medir la cantidad de soluto antes de mezclar, pero medir el volumen de la solución después de mezclar y luego calcular. Las concentraciones por molaridad son muy útiles para los experimentos en los que hacemos mediciones volumétricas. Las valoraciones son un buen ejemplo de un experimento en el que la molaridad es la unidad más conveniente. En una valoración, medimos un volumen de solución añadida desde una bureta y podemos calcular rápidamente el número de moles que hemos añadido.

En conclusión, repito: utiliza el análisis dimensional para averiguar cómo hacer esto en lugar de memorizar estas ecuaciones. Una vez que entiendas los números reales que necesitas usar para n y para V, ya no necesitas la ecuación.

Molalidad

En algunos casos, no es fácil medir los volúmenes de las soluciones después de mezclar o quizás, simplemente no es importante. En tales casos, la molaridad puede no ser un conjunto de unidades útil para usar. Una unidad alternativa para la concentración es la molalidad. La molalidad no es una unidad volumétrica y no sería útil para situaciones en las que necesitamos medir volúmenes de soluciones líquidas. Sin embargo, es muy útil en situaciones en las que simplemente necesitamos crear soluciones de concentraciones conocidas. Las unidades de molalidad son moles de soluto por kilogramo de disolvente. Utilizamos el atajo de la m minúscula en cursiva para molal. Este conjunto de unidades hace que podamos medir rápidamente de forma gravimétrica tanto el soluto como el disolvente, mezclarlos y obtener una disolución con una concentración fácilmente calculable en unidades de molalidad.

Aquí, Cm es la variable que representa la concentración en molalidad (m minúscula) n son los moles de soluto, tal y como estaba en la definición de molaridad y la variable m es la masa de disolvente (en kg).

Nótese que la letra m se utiliza aquí de dos maneras. Como variable, m representa la masa del disolvente en kg, pero como unidad, m es el símbolo de la molalidad. La unidad asociada a la variable de concentración Cm es m, que es el atajo que representamoles de soluto por kilogramo de soluto (o simplemente mol/kg).

Ejemplo:

¿Cuál es la concentración molal de una disolución formada al añadir 0.213 g de ácido oxálico (COOH)2 a 1200 g de agua?

La ecuación que necesitamos es:

Necesitamos el número de moles, n, del soluto, el ácido oxálico. Podemos utilizar la masa molar del ácido oxálico para convertir g en moles de ácido oxálico.

\NSólo podemos calcular la concentración de la disolución

Fracción Molar

Escalas como la molaridad y la molalidad sólo son útiles en el caso de disoluciones relativamente diluidas en las que una de las especies es claramente la más abundante (denominada disolvente) y la otra está en proporciones relativamente pequeñas (el soluto). La mayor parte del rango de concentración de las soluciones no es accesible utilizando este tipo de teminología. ¿qué ocurre si tenemos una solución formada por igual número de moles de A y B? ¿Cuál es el soluto? ¿Cuál es el disolvente?

Una medida que funciona para cualquier rango de concentración y no necesita distinciones de soluto/disolvente es la fracción molar $\chi$ cuando hablamos de soluciones que se forman en un amplio rango de concentraciones. Para esta variable de concentración utilizamos la letra griega chi ( $\chi$, no la X mayúscula), que equivale a nuestra letra C. Sin embargo, a menudo no hacemos la distinción

La fracción molar de un componente (i) en una mezcla de múltiples componentes (I es el número de componentes) se define como

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donde $\chi_i$ es la fracción molar del componente i, ni es el número de moles del componente i y $n_T\;=;\sum_i^I n_i$ es el número total de moles en la solución. El valor de la fracción molar de cada componente $\chi_i$ puede oscilar entre 0 y 1, donde 0 significa que no hay compuesto i en la solución y 1 que la solución está compuesta al 100% por el compuesto i. La suma de todas las fracciones molares debe ser siempre igual a uno, $\sum_i^I \chi_i;=\ 1$ .

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Equilibrio líquido-vapor

En una solución ideal de dos componentes A y B, las fuerzas intermoleculares entre las moléculas A—A, B—B y A—B son todas idénticas. En la realidad, nunca podemos conseguir que esto ocurra, pero podemos encontrar soluciones en las que las fuerzas son muy cercanas a la igualdad. Un ejemplo de mezcla que forma soluciones casi ideales es el hexano y el heptano. Estos dos hidrocarburos de «cadena recta» tienen una masa molecular similar (tienen seis y siete átomos de carbono respectivamente). Ambos son apolares y, por tanto, sólo pueden interactuar utilizando fuerzas intermoleculares de tipo dispersión.

Considere una mezcla de hexano (A) y heptano (B). Dado que ambos líquidos son volátiles, esperamos que la solución también tenga una presión de vapor. El vapor estará formado por una mezcla de los dos gases. La presión total de esta mezcla, según la ley de Dalton es:

P*Soln = pA + pB {suma de las presiones parciales}

Para las soluciones ideales, podemos determinar el componente de presión parcial en un vapor en equilibrio con una solución en función de la fracción molar del líquido en la solución. Esta es la ley de Raoult:

pA = xAP*A y pB = xBP*B

Sustituyendo en la primera ecuación, obtenemos,

P*Soln = xAP*A + xBP*B o
P*Soln = xAP*A + (1-xA)P*B
= P*B + xA(P*A – P*B )

A partir de esta relación vemos que la presión de vapor de una solución de A y B es una función lineal de la fracción molar de A (o de B) donde P*B es el intercepto y P*A – P*B es la pendiente.

El vapor que se acumula sobre la solución tendrá una composición que no es necesariamente la misma que la del líquido. El componente más volátil se evapora más fácilmente y, por tanto, tendrá una fracción molar mayor en la fase vapor que en la fase líquida.
Podemos escribir

Fracción Molar de A en la fase vapor = yA

Fracción Molar de B en la fase vapor = yB

Podemos calcular estos valores a partir de las concentraciones de la solución utilizando la Ley deDaulton como sigue.

La curva de composición del vapor puede representarse como se muestra en la figura siguiente. En realidad son dos gráficos, uno (la línea recta) es la presión de vapor de la solución frente a la composición del líquido xA y el otro, (la línea curva) es la misma presión de vapor de la solución, pero trazada en función de la composición del vapor yA. Podría pensarse que tira de la línea del líquido hacia la derecha (hacia el líquido más volátil A). Las líneas horizontales de unión unen las dos curvas de manera que, para cualquier presión de vapor dada, la composición de líquidoxA y la correspondiente composición de vapor yA pueden determinarse como indican las flechas en las figuras.

Normalmente, no realizamos experimentos a temperatura constante como parecía indicarse en las dos figuras anteriores y la discusión correspondiente. Hacerlo implicaría complicados dispositivos de medición de la presión, contenedores rígidos sellados y dispositivos de temperatura constante. Podemos hacer mucho más fácilmente una medición de la temperatura a una presión fija (digamos un bar) en función de la fracción molar. Así obtendríamos un gráfico del punto de ebullición de la solución en función de la fracción molar de la misma. A esto, podemos añadir un gráfico de la composición del vapor. Esta curva puede calcularse utilizando conceptos muy parecidos a los expuestos anteriormente para el caso de la temperatura constante. La curva resultante (que se ve a continuación) se desplaza hacia la componente de mayor presión de vapor, al igual que en el diagrama anterior.

En este caso, como ya sabemos que la presión de vapor no es una función lineal de la Temperatura (c.f. la ecuación de Clausius-Clapeyron), no esperamos un gráfico recto del punto de ebullición en función de la composición. Sin embargo, para una solución ideal la curvatura de la línea es sólo ligera.

Exploremos la línea de unión con más detalle. El gráfico de «T vs. fracción molar A» anterior tiene tres regiones en él.

Sobre las curvas, es una sola fase. A cualquier temperatura y condición de fracción molar, todos los componentes están en la fase de vapor.
Debajo de la curva, es una fase única. A cualquier temperatura y condición de fracción molar por debajo de las curvas, todos los componentes están en la fase líquida.
En cualquier situación de temperatura/composición entre las dos líneas, hay dos fases en equilibrio entre sí. Una es la fase gaseosa con fracciones molares de componentes yi. La otra es la fase líquida con fracciones molares de componentes xi.

Para cualquier montaje experimental que tenga un punto de temperatura/composición que se encuentre entre las dos fases, podemos calcular las cantidades relativas (número total de moles) de las dos fases utilizando las longitudes relativas de los segmentos de la línea de unión a cada lado del punto. El diagrama siguiente es una ampliación de la región de la línea de unión de la figura anterior; la línea azul representa la composición de la solución líquida, la línea verde es la composición del vapor. El eje vertical es la temperatura y el eje horizontal es la fracción molar del componente A en una mezcla de dos componentes de A y B. La línea vertical púrpura representa la fracción molar global del sistema (tanto en fase líquida como en fase vapor). La posición vertical de la línea de unión representa la temperatura del sistema.

Ilustración de la línea de unión

De acuerdo con la regla de la palanca (que se desarrolló por primera vez para palancas reales pero que también funciona aquí), la longitud del segmento por el número de moles del segmento para un lado es igual a la longitud por los moles del otro lado.

n1 × L1 = n2 × L2

Reorganizando esto un poco, podemos determinar la relación de moles de líquido n1 a moles de vapor n2 utilizando las longitudes L1 y L2 de la siguiente manera:

Esto tiene sentido si miramos la gráfica. Si L1 es más corto que L2 (como se ilustra), entonces la composición global del sistema se acerca más a la del líquido que a la de la fase de vapor. Esto significa que la mayor parte de los moles de materia se encuentra en la fase líquida.

Ejemplo: se deja que un sistema cerrado que contiene dos líquidos volátiles miscibles A y B alcance el equilibrio. El número total de moles del sistema es de 1,32 moles. En el equilibrio, se encuentra 0,36 moles en la fase de vapor. ¿Cuál es la relación de longitudes de los segmentos de línea L1 y L2 en un diagrama de líneas de unión como el representado anteriormente?

moles de líquido (n1) = moles totales (nT)- moles de vapor (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

\Ndebido a que el cociente de las longitudes de los dos segmentos de línea será 2,66. O bien, L2 es 2,66 veces más largo que L1.

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Destilación

Si recogiéramos todo el vapor que está por encima del líquido en el punto de ebullición y lo condensáramos, tendríamos un líquido con mayor contenido del componente más volátil que el material de partida. Si volvemos a hervir este líquido, volveremos a aumentar el componente más volátil en el destilado resultante. Con pasos repetitivos de ebullición, condensación y ebullición de nuevo, podemos finalmente separar completamente los dos componentes. Esto requeriría, sin embargo, un número infinito de pasos.

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Azeótropos

Tenemos una situación más complicada en el caso de dos líquidos, A y B, que se mezclan completamente pero en los que las fuerzas intermoleculares difieren significativamente. Hay dos posibilidades:

La media de las fuerzas intermoleculares en la solución es más fuerte que en los líquidos individuales
La media de las fuerzas intermoleculares en la solución es más débil que en los líquidos individuales.

Dado que las fuerzas intermoleculares que mantienen unido un líquido determinan la presión de vapor (y, por tanto, el punto de ebullición de un líquido), podemos predecir que en el primer caso (1), el punto de ebullición esperado de la solución debería ser mayor que el de cualquiera de los dos líquidos puros, mientras que en el segundo caso (2), la solución hervirá a una temperatura menor que el punto de ebullición de cualquiera de los dos líquidos puros.

Considere una solución de benceno y etanol. El benceno y el etanol son totalmente miscibles, pero las fuerzas intermoleculares en la solución son menores que en los líquidos individuales. Como las fuerzas que sujetan las moléculas son menores, la energía (temperatura) necesaria para romper esas fuerzas es menor. En el punto de ebullición mínimo de la solución (fracción molar de etanol = 0,46) también encontramos que la composición del vapor es idéntica a la del líquido. Esto se llama una mezcla azeotrópica y el punto particular en la curva del punto de ebullición se llama el azeótropo.

Un azeótropo de ebullición máxima ocurre cuando las fuerzas intermoleculares de la mezcla son más fuertes que los líquidos individuales. Esto da lugar a una mezcla con un punto de ebullición más alto (menor presión de vapor) que el individual. En este caso, el vapor en equilibrio con el líquido tiene composiciones que se alejan de la composición de la mezcla azeotrópica, hacia el líquido puro.

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Equilibrio sólido-líquido

Si se enfría una solución lo suficiente, se congelará. Si se permite que la congelación se produzca con la suficiente lentitud, el sólido que cristalice será puro. La temperatura a la que la solución comienza a congelarse depende de la composición de la misma. Tomemos, por ejemplo, una mezcla de ácido acético y agua. El agua pura se congela a 0ºC y el ácido acético puro se congela a +16,6ºC. A efectos de la siguiente ilustración, quiero aclarar la distinción entre la palabra estado y la palabra fase.

Un estado es uno de los tres estados, sólido, líquido o gaseoso. No se distingue la materia que se encuentra en ese estado.
Una fase representa un estado en el que se especifica la composición del material que se encuentra en ese estado.

El diagrama de fases anterior muestra cuatro regiones diferentes codificadas por colores.

La zona amarilla es una solución líquida monofásica.
La zona azul representa una región monofásica pero bifásica en la que se mezclan el hielo sólido y los cristales de ácido acético sólido (podría ser una solución sólida o no, se supone que no).
El área roja representa un equilibrio de dos estados entre el hielo sólido puro y una solución cuya composición para cualquier temperatura dada está representada por la posición de la línea que separa las áreas roja y amarilla.
El área violeta representa un equilibrio de dos estados entre el ácido acético sólido puro y la solución cuya composición (para cualquier temperatura dada) está representada por la posición de la línea que separa las áreas violeta y amarilla.

La intersección entre el borde rojo-amarillo y el borde púrpura-amarillo representa el punto eutéctico. Esto representa la composición del punto de fusión más bajo para esta solución. Para el ácido acético y el agua, ese punto se encuentra a una temperatura de -26,7ºC. Por debajo de esta temperatura, cualquier mezcla de hielo y ácido acético es sólida.

Este diagrama puede utilizarse para explicar varios tipos de fenómenos.

Supongamos que una solución líquida de con una fracción molar de ácido acético = 0,1 se enfría lentamente, partiendo de la temperatura ambiente. Qué transiciones de fase se producirán a medida que avanza el proceso de enfriamiento. Siga la línea vertical (marcada con un asterisco) en x = 0,1.

El primer cambio de fase se produce a la temperatura correspondiente al punto en que la línea vertical cruza a la zona roja. A esta temperatura, el hielo comienza a cristalizar fuera de la solución. Esto elimina el agua de la solución, haciéndola más concentrada en ácido acético. Por lo tanto, el punto de congelación disminuye. Este, proceso continúa a medida que la temperatura se reduce de tal manera que la composición de la solución sigue la frontera rojo-amarillo hasta el punto eutéctico.
Por debajo del punto eutéctico cristalizan tanto el hielo como el ácido acético sólido.

Estas propiedades las utilizamos en nuestras experiencias cotidianas, por ejemplo, en los radiadores de los automóviles, ponemos una mezcla de etilenglicol y agua. Las proporciones correctas de estos dos compuestos pueden dar una solución que se congela a temperaturas tan bajas como -50ºC. Incluso si se congela, lo hará lentamente, bajando el punto de congelación a medida que lo hace y creando una mezcla granulada en lugar de una sola fase sólida. Por lo tanto, incluso a temperaturas extremadamente frías como las que se dan en el norte de Canadá, la mezcla de «refrigerante» del radiador fluirá por el motor y no lo obstruirá.

Vuelva a mirar el diagrama. Si hacemos un experimento a 10 ºC (por debajo del punto de fusión del ácido acético puro) en el que empezamos con agua pura y añadimos lentamente cristales de ácido acético, podemos trazar el progreso a lo largo de la línea discontinua azul.

Al principio, el ácido acético se disuelve en el agua. A medida que aumenta la proporción de ácido acético, llegamos al punto en el que la línea discontinua cruza a la región púrpura. Más allá del límite púrpura-amarillo, veríamos cristales de ácido acético asentados en el fondo del vaso de precipitados. La solución estaría saturada (en equilibrio) y no importa cuánto más sólido de ácido acético añadamos al vaso de precipitados, no habrá más aumento neto en la cantidad que se disolverá. Sin embargo, si aumentamos la temperatura hasta la temperatura ambiente, veremos que el resto del ácido acético se disuelve al cruzar de nuevo a la región amarilla en el diagrama de fases. Por lo tanto, podemos utilizar el diagrama para determinar la solubilidad (concentración en equilibrio) del ácido acético en el agua para cualquier temperatura particular.

Todos los diagramas de fase de este tipo tienen las mismas características. Los líquidos puros tienen puntos de fusión característicos y el punto eutéctico representa la composición más baja del punto de fusión de la solución. Siempre hay las mismas cuatro regiones y siempre, podemos explicar los procesos de congelación/disolución utilizando estos diagramas.

En la química orgánica, a menudo utilizamos las propiedades de las soluciones para saber si hemos separado correctamente un compuesto deseado. Por ejemplo, en los experimentos de síntesis, que haces en el laboratorio, compruebas la pureza de los cristales que haces midiendo su punto de fusión. Si tus cristales se funden a la temperatura correcta a una temperatura bien definida, entonces tus cristales son probablemente casi puros. Si, por el contrario, se funden en un amplio rango de temperaturas o muy por debajo del punto de fusión correcto, puede estar seguro de que sus cristales no son muy puros.

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Solubilidad

A veces, los componentes que se mezclan para formar las soluciones tienen puntos de fusión muy diferentes. Por ejemplo, la mezcla de agua y una sal como el KCl. La sal se funde a una temperatura muy alta (770 ºC). La única parte del diagrama de fases que nos interesa es la que se muestra en la figura anterior. Son visibles las mismas cuatro regiones que observamos en el diagrama de fases agua/ácido acético. Sin embargo, en este caso, sólo estamos observando concentraciones relativamente bajas de KCl en el agua.

Sigamos de (izquierda a derecha) la línea horizontal que representa la temperatura ambiente. Cuando añadimos sal a nuestra agua, la sal se disuelve al principio. La sal seguirá disolviéndose mientras la concentración esté en la zona amarilla. Finalmente, la sal ya no se disuelve, simplemente se deposita en el fondo del vaso de precipitados. La concentración de la solución que existe en equilibrio con la sal sólida está representada por la intersección de la línea horizontal con la línea de borde púrpura-amarilla. Esta es la solubilidad de la sal en fracción molar. Normalmente medimos la solubilidad en moles de soluto por litro de solución. Podemos convertir fácilmente la fracción molar determinada aquí en unidades más comunes, como la molaridad. Podemos ver fácilmente que al aumentar la temperatura de la solución, la solubilidad también sube.

También podemos ver que al añadir la sal al agua, al igual que en el caso anterior, el punto de fusión del agua disminuye. Por lo tanto, al añadir sal al hielo de las aceras y carreteras se baja el punto de fusión y (con suerte) el hielo se derrite. En muchas partes de Canadá, como Saskatchewan, la temperatura en invierno suele estar muy por debajo del punto en el que la sal puede servir de algo (~20ºC) y, por lo tanto, rara vez se utiliza allí.

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Ley de Henry

La experiencia común nos dice que los gases también se disuelven en los líquidos. Por ejemplo, los peces pueden vivir bajo el agua separando el oxígeno disuelto del agua mediante sus branquias. Si el agua se estanca y el contenido de oxígeno disuelto se reduce por falta de aireación (mezcla con aire), muchas especies de peces no pueden vivir en ella. Otras especies han desarrollado mecanismos especiales para hacer frente a los bajos niveles de oxígeno… Pero esa es otra historia.

También vemos el efecto del gas disuelto en el líquido cada vez que abrimos una bebida con gas. La bebida tiene dióxido de carbono disuelto y mientras la lata (o botella) está cerrada, la presión del gas sobre el líquido está en equilibrio con la solución de gas disuelto. Esta es, por supuesto, la presión de vapor del CO2 en la solución. Cuando se abre la lata, el CO2, cuya presión de vapor es superior a la presión ambiental normal, se libera a la atmósfera y el líquido empieza a burbujear a medida que el CO2 disuelto empieza a evolucionar de nuevo a la fase gaseosa. Si agitamos la lata antes de abrirla, la presión del CO2por encima del líquido se eleva notablemente, ¿por qué?

De este conjunto de observaciones podemos ver que la cantidad de gas disuelto en un líquido depende de dos cosas. La primera es la presión parcial del gas sobre el líquido. La segunda es la velocidad de disolución/evolución del gas.

Nos vamos a ocupar sólo de la primera opción y vamos a suponer que ha pasado el tiempo suficiente para alcanzar el equilibrio.

La Ley de Henry expresa matemáticamente lo que hemos visto experimentalmente,