La solubilidad es la propiedad que decide si una sustancia puede utilizarse o no en solución, y es el primer número que un químico busca antes de diseñar una preparación, una purificación o una formulación. Determina qué tan concentrado puede hacerse un reactivo, si un medicamento puede administrarse como jarabe o debe administrarse en forma de tableta, por qué el azúcar se puede disolver en té caliente pero no en té helado, por qué se forma sarro en una tetera en lugar de disolverse en ella, y por qué funciona la recristalización: un sólido se disuelve en un disolvente caliente y se recupera puro cuando la solución se enfría y la solubilidad vuelve a disminuir.
Dos factores deciden la respuesta. El primero es la naturaleza química del soluto y del solvente — la regla general de que lo semejante disuelve lo semejante, lo que en la práctica significa que un disolvente disuelve un soluto cuando las interacciones que puede ofrecer son lo suficientemente fuertes como para pagar la ruptura del sólido. El agua, con su constante dieléctrica muy alta y su capacidad para formar enlaces de hidrógeno, es un disolvente excelente para iones y moléculas pequeñas cubiertas de grupos hidroxilo, y uno pobre para un polímero cuyas cadenas están unidas entre sí por enlaces de hidrógeno o para una sal cuya red está unida con demasiada fuerza. El segundo factor es la temperatura. La disolución absorbe o libera calor, y la dirección de ese flujo de calor determina la dirección en la que se mueve la solubilidad cuando se calienta la disolución: una disolución endotérmica se vuelve más fácil a mayor temperatura, una exotérmica se vuelve más difícil. La mayoría de los sólidos en agua entran en la primera categoría, pero no todos, y las excepciones son los casos interesantes.
En este laboratorio agregará un sólido a 100 mL de agua fría en pequeñas porciones pesadas, con una barra de agitación magnética manteniendo la solución mezclada, hasta que el sólido deje de disolverse y comience a acumularse en el fondo del vaso de precipitados. Ese punto es la saturación, y la masa total que ha agregado define la solubilidad de ese sólido a temperatura ambiente. Luego calentará el vaso de precipitados en una placa calefactora a 75 °C con un termómetro sujeto en el líquido, observará si el sólido no disuelto entra en solución y registrará la temperatura a la que desaparece. Repetir toda la secuencia con sal de mesa, glucosa, polvo de tiza, bicarbonato de sodio y almidón de maíz da cinco respuestas muy diferentes, y son las diferencias entre ellas —no los números en sí— las que el laboratorio está diseñado para revelar.
Objetivos Educativos
Al final de este laboratorio, los estudiantes serán capaces de:
Reconocer y alcanzar la saturación
- Identifique el punto en el que una solución está saturada y distinga el sólido no disuelto de un sólido que simplemente aún no ha tenido tiempo de disolverse.
- Determinar la solubilidad de un sólido a una temperatura dada añadiendo porciones pesadas hasta la saturación y sumando la masa añadida.
- Una solubilidad típica se expresa como $36 \text{ g de NaCl por } 100 \text{ g de agua a } 25 \text{ °C}$. La solubilidad de una sustancia depende en gran medida de la temperatura (por lo general, aumenta con la temperatura para los sólidos y disminuye para los gases). Por lo tanto, citar la solubilidad sin especificar la temperatura carece de significado, ya que el valor numérico cambia según las condiciones térmicas.
El efecto de la temperatura
- Prediga y luego observe si el sólido no disuelto se disuelve cuando la solución se calienta a 75 °C.
- Relacione la dirección del cambio con el hecho de que la disolución absorba o libere calor.
- Explica por qué el efecto es grande en algunos sólidos y apenas perceptible en otros.
El efecto de la naturaleza química del soluto y del disolvente
- Aplique el principio de que lo semejante disuelve a lo semejante para predecir cuál de los cinco sólidos se disolverá apreciablemente en agua.
- Explique la solubilidad de un sólido iónico en función de la hidratación de sus iones, y la de la glucosa en función de los enlaces de hidrógeno.
- Explique por qué un sólido puede ser insoluble sin ser químicamente inerte, y por qué un sólido insoluble aún tiene una solubilidad medible, aunque sea diminuta.
Funcionamiento del aparato
- Monte la placa calefactora, el agitador magnético, el soporte y la pinza, y coloque un termómetro en un líquido de manera que mida la temperatura del líquido y no la del recipiente.
- Pese porciones sucesivas de un sólido en una balanza electrónica y mantenga un total acumulado.
- Configure una placa calefactora a una temperatura objetivo y lea la temperatura de la solución de manera independiente al punto de consigna de la propia placa.
Observación, registro e interpretación honesta
- Registre lo que se vio en cada etapa, incluida la apariencia del sólido en el fondo del vaso de precipitados y cualquier gas desprendido.
- Distinguir la disolución de otros procesos que también hacen que un sólido desaparezca o cambie, como la descomposición o la hinchazón de un grano de almidón.
- Compara los cinco sólidos en una sola tabla y extrae una conclusión que los cubra a todos.
Protocolo
- Medición de agua
Usa una probeta graduada para medir 100 mL de agua fría del grifo y viértela en un vaso de precipitados de 100 mL.
- Preparación para la calefacción
a) Coloque una barra de agitación magnética en el vaso de precipitados.
b) Coloque el vaso de precipitados sobre la placa calefactora sin encenderla.
- Instalación del termómetro
a) Fija una pinza universal al soporte por encima del centro del vaso de precipitados.
b) Coloque el termómetro en el vaso de precipitados sujetándolo con una pinza universal sin que toque el fondo.
- Pesaje de sal
a) Con ayuda de una espátula, añadir aproximadamente 10 g de sal de mesa (cloruro de sodio) a la sartén.
b) Vierte la sal en el agua fría del vaso de precipitados.
- Disolución de sal
a) Activar la placa de agitación para mezclar bien.
b) Agregue sucesivamente porciones de 10 g de sal hasta un total adicional de 20 g, esperando cada vez la disolución completa.
c) Continúe agregando 2 g de sal a la vez hasta que la sal ya no se disuelva y comience a acumularse en el fondo del vaso de precipitados.
Observe la cantidad total de sal que se vertió en el vaso de precipitados hasta llegar a este punto en el que la sal ya no se disuelve y comienza a acumularse en el fondo del vaso de precipitados.
- Calefacción
a) Ajustar la placa calefactora a 75°C para calentar la solución.
b) Observe si la sal acumulada se disuelve con el aumento de temperatura.
c) Anote la temperatura que muestra el termómetro en el momento en que la sal se disuelve por completo.
- Reproducción del experimento
a) Repite los mismos pasos con el azúcar (glucosa), el polvo de tiza (carbonato de calcio), el bicarbonato de sodio y el almidón de maíz (almidón) para comparar la solubilidad de estas sustancias.
b) Vacíe completamente el contenido de la cristalería en el recipiente de recuperación y limpie con agua destilada entre experimentos.
c) Para cada sólido, la cantidad que tendrás que añadir al vaso de precipitados con agua para obtener la disolución completa variará de un sólido a otro.
Resultados esperados
Los cinco sólidos dan cinco respuestas diferentes. Dos de ellos se disuelven libremente, uno se disuelve moderadamente y dos no se disuelven en absoluto —y de los dos que no lo hacen, uno se comporta de una manera que es fácil de confundir con la disolución. La tabla a continuación ofrece el resultado esperado para cada uno, utilizando la solubilidad aceptada en agua a 25 °C. Debido a que el experimento añade sólido a 100 mL de agua (alrededor de 100 g), estas cifras se pueden comparar directamente con el total acumulado que lleva el estudiante; tenga en cuenta que las tablas de solubilidad publicadas normalmente se cotizan por cada 100 g de agua, no por cada 100 mL de solución final, y para un sólido tan soluble como la sal, ambas cosas no son lo mismo.
| Sólido | Fórmula | Solubilidad en agua a 25 °C | Resultado esperado en agua fría | Al calentar a 75 °C |
|---|---|---|---|---|
| Sal de mesa | NaCl | 36 g / 100 mL | Se disuelve; se satura después de añadir aproximadamente 36 g | Una pequeña cantidad adicional se disuelve: aproximadamente 2 g por 100 mL |
| Azúcar (glucosa) | C6H12O6 | 91 g / 100 mL | Se disuelve libremente; se necesita aproximadamente dos veces y media más sólido que sal para saturar | Notable más se disuelve; el efecto es grande y evidente |
| Bicarbonato de sodio | Bicarbonato de sodio3 | 10,3 g / 100 mL | Se disuelve, pero se satura después de unos 10 g, un tercio de la cifra de la sal. | Más se disuelve y aparecen burbujas de gas a medida que el bicarbonato comienza a descomponerse |
| Polvo de tiza | CaCO3 | ≈ 0.001 g / 100 mL | No se disuelve; enturbia el agua y luego se sedimenta | Aún no se disuelve — su solubilidad caídas a medida que el agua se calienta |
| Almidón de maíz | (C6H10O5)n | Insoluble | No se disuelve; forma una suspensión lechosa que se sedimenta | Entre unos 62 y 72 °C, los granos se hinchan y la mezcla se espesa: se trata de gelatinización, no de disolución. |
Por qué la temperatura influye en la solubilidad y en qué sentido. La disolución alcanza el equilibrio cuando la variación de la energía libre es igual a cero, ΔGsolución = ΔHsolución − TΔSsolución = 0. La dependencia de la temperatura de la solubilidad resultante s sigue la relación de van ’t Hoff: ln(s2/s1) = −(ΔHsolución/R)(1/T2 − 1/T1), que dice algo muy sencillo: si la disolución absorbe calor, calentar la solución favorece el proceso y la solubilidad aumenta; si la disolución libera calor, calentar la solución lo dificulta y la solubilidad disminuye. Ese único signo determina todos los valores de la última columna de la tabla anterior.
| Sólido | Entalpía de disolución, ΔHsolución | Firmar | Efecto previsto del calentamiento |
|---|---|---|---|
| NaCl | +3,9 kJ/mol | Ligeramente endotérmico | La solubilidad aumenta, aunque solo ligeramente |
| Glucosa | ≈ +11 kJ/mol | Endotérmico | La solubilidad aumenta considerablemente |
| Bicarbonato de sodio3 | +17,2 kJ/mol | Fuertemente endotérmico | La solubilidad aumenta considerablemente |
| CaCO3 | −12,3 kJ/mol | Exotérmico | La solubilidad disminuye: lo contrario de lo que suele ocurrir |
El resultado de la sal, elaborado. El cloruro de sodio es el sólido que se utiliza en primer lugar según el protocolo, y se ha elegido deliberadamente porque es el que presenta los efectos menos drásticos. Su solubilidad aceptada oscila entre 35,7 g por cada 100 g de agua a 0 °C y 39,1 g a 100 °C, lo que supone un aumento inferior a 10 % en todo el intervalo de temperatura del agua en estado líquido. Si se interpola al punto de referencia de 75 °C del protocolo, se obtiene un valor de aproximadamente 38 g/100 mL, por lo que, del sólido que se encuentra en el fondo de un vaso de precipitados saturado, solo unos 2 g por cada 100 mL pasarán a la solución cuando se encienda la placa. Los alumnos que esperen una clarificación espectacular se sentirán decepcionados, y esa decepción es precisamente la clave: establece el contraste con la glucosa y el bicarbonato, y explica por qué la sal no puede purificarse mediante recristalización a partir del agua, mientras que muchos otros sólidos sí pueden.
| Temperatura | Solubilidad del NaCl (g por cada 100 g de agua) |
|---|---|
| 0 °C | 35.7 |
| 20 °C | 35.9 |
| 40 °C | 36.4 |
| 60 °C | 37.1 |
| 75 °C (punto de consigna del protocolo) | ≈ 38 |
| 100 °C | 39.1 |
Un cálculo que vale la pena hacer, y que vale la pena hacer mal. Al sustituir los valores de la sal en la relación de van ’t Hoff con ΔHsolución = +3,9 kJ/mol, a partir de T1 = 298 K a T2 = 348 K, da como resultado ln(s2/s1) = −(3900 / 8,314)(1/348 − 1/298) = 469 × 4,82 × 10−4 = 0,226, por lo que s2/s1 = 1,25 y s2 ≈ 45 g / 100 mL. El valor medido es de unos 38. La predicción es 18 % demasiado alta, y el motivo es más instructivo que embarazoso: la relación de van ’t Hoff supone una solución ideal con una entalpía de disolución constante, y una solución salina saturada —de unos 6 mol/L, en la que cada molécula de agua participa en la hidratación de un ion— es lo más alejado de lo ideal que puede estar una solución acuosa. Comparar la predicción con la medición es un ejercicio más útil que analizar cada una de ellas por separado.
Por qué el agua disuelve algunos de estos sólidos y otros no. Para un sólido iónico, la disolución es una competencia entre la energía reticular que mantiene unidos a los iones y la energía de hidratación liberada cuando el agua los rodea. El agua gana en el caso del cloruro de sodio porque su permitividad relativa de alrededor de 78 debilita la atracción electrostática entre los iones separados en casi dos órdenes de magnitud, y porque cada ion se estabiliza mediante una capa ordenada de dipolos de agua. En el etanol, cuya permitividad relativa es de solo unos 24, la misma sal se disuelve hasta aproximadamente 0,065 g por cada 100 mL, unas quinientas veces menos. El agua pierde ante el carbonato de calcio porque la red cristalina retiene a un catión con doble carga frente a un anión con doble carga: el producto de solubilidad es Kespañol = 3,3 × 10−9, por lo que la concentración saturada es √Kespañol = 5,7 × 10−5 mol/L, que a 100.09 g/mol son 0.6 mg por cada 100 mL —aproximadamente una parte en doscientos mil, y totalmente invisible contra un vaso de precipitados de polvo asentado. La glucosa se disuelve por otra razón diferente: no es iónica en absoluto, sino que sus cinco grupos hidroxilo y un oxígeno de anillo forman enlaces de hidrógeno con el agua, de modo que la molécula se solvata tan eficazmente como un ion. El almidón está formado por las mismas unidades de glucosa, pero como cadenas de cientos de ellas, unidas por enlaces de hidrógeno entre sí dentro de gránulos semicristalinos; el agua no puede separar las cadenas a temperatura ambiente y, cuando finalmente penetra en ellas al calentar, el resultado es una pasta hinchada en lugar de una solución.
Una comprobación visual de que algo se ha disuelto. El sólido disuelto ocupa volumen. El volumen molar aparente del cloruro de sodio en agua es de aproximadamente 16,6 cm3/mol, por lo que los 36 g necesarios para saturar 100 mL (36 / 58,44 = 0,616 mol) añaden aproximadamente 0,616 × 16,6 ≈ 10 mL al líquido, elevando el nivel en el vaso de precipitados de 100 mL a unos 110 mL. Un estudiante que no ve subir el nivel no ha disuelto tanta sal como cree, y un estudiante que mide el aumento ha tomado una segunda medida independiente de la misma cantidad.
Resumen de la asignación por rango de calificación
Grados 9–10
Concentración. Observación y vocabulario: soluto, disolvente (o solvente), saturado, soluble, insoluble, suspensión.
- Añada sal en porciones pesadas hasta que deje de disolverse, e informe de la masa total añadida como la solubilidad a temperatura ambiente.
- Clasifica los cinco sólidos en solubles e insolubles según lo que se observa en el vaso de precipitados, e indica qué evidencia se utilizó.
- Registre si el sólido del fondo se disuelve cuando la placa se ajusta a 75 °C y a qué temperatura desaparece.
- El azúcar se disuelve mejor en agua caliente que en fría porque las moléculas de agua caliente tienen más energía cinética, lo que permite que la solución retenga una mayor cantidad de soluto antes de quedar saturada.
Undécimo grado
Concentración. Comparación cuantitativa entre sólidos y razonamiento de la estructura a la solubilidad.
- Tabule la masa requerida para saturar 100 mL de cada uno de los cinco sólidos, y convierta cada resultado a gramos por litro y a moles por litro cuando exista una masa molar.
- Clasifica los sólidos antes de hacer el experimento, utilizando la estructura iónica o molecular de cada uno, y compara la clasificación con el resultado.
- Explique por qué el resultado de la sal cambia mucho menos al calentarlo que el resultado de la glucosa, en términos del calor absorbido al disolverse.
- Identifique cuál de los cinco sólidos no puede proporcionar una medición limpia de la solubilidad a 75 °C y diga por qué.
12.º curso / Nivel universitario
Concentración. Tratamiento termodinámico y cálculo de equilibrio.
- Usa la relación de van ’t Hoff con ΔHsolución = +3,9 kJ/mol para predecir la solubilidad de NaCl a 75 °C, compárela con el valor aceptado de aproximadamente 38 g / 100 mL, y explique la discrepancia en términos de no idealidad a 6 mol/L.
- Calcule la solubilidad del carbonato de calcio a partir de Kespañol = 3,3 × 10−9, expréselo en mg por 100 mL y explique por qué el valor medido en agua expuesta al aire es mayor.
- Explica, basándote en la relación ΔG = ΔH − TΔS, cómo una disolución que libera calor puede producirse de forma espontánea y por qué, a pesar de ello, su solubilidad disminuye al calentarla.
- Estime el aumento de volumen al saturar 100 mL de agua con NaCl a partir del volumen molar aparente, y proponga cómo podría medirse con la precisión suficiente para que sirva como comprobación de la masa añadida.
Esenciales de laboratorio
Instrumentos
- Balanza electrónica (resolución de 0,01 g, con botón de tara)
- Nave de pesada
- Espátula
- Probeta graduada (100 mL)
- Vaso de precipitados (100 mL) para el experimento; vasos de precipitados (50 mL y 500 mL) también en la mesa de laboratorio
- Placa calefactora con agitador magnético, que muestra tanto la temperatura de la placa como la temperatura objetivo
- Barra magnética
- Termómetro
- Soporte de laboratorio con pinza universal para el termómetro
- Contenedor de recuperación, para vaciar el vaso de precipitados entre sólidos
Productos
- Cloruro de sodio, sal de mesa (en polvo)
- Glucosa, azúcar (en polvo)
- Bicarbonato de sodio, bicarbonato (en polvo)
- carbonato de calcio, tiza (en polvo)
- Almidón, maicena (en polvo)
- Agua del grifo, para las porciones de 100 mL
- Agua destilada, para enjuagar el material de vidrio entre sólidos
- El etanol y el aceite de oliva están en la mesa de trabajo, pero no se utilizan en ningún paso de este protocolo, que evalúa la solubilidad únicamente en agua.