Capítulo IX

SOLUCIONES

~Definiciones.~ Cuando una sustancia desaparece en un líquido de tal manera que se mezcla completamente con él y se pierde de vista como cuerpo individual, el líquido resultante se llama solución. El líquido en el que la sustancia se disuelve se llama disolvente, mientras que la sustancia disuelta se llama soluto.

~Clases de soluciones.~ La materia, en cualquiera de sus estados físicos, puede disolverse en un líquido, de modo que podemos tener soluciones de gases, de líquidos y de sólidos. Las soluciones de líquidos en líquidos no se mencionan con frecuencia en las siguientes páginas, pero las otras dos clases se volverán muy familiares en el transcurso de nuestro estudio y merecen especial atención.

SOLUCIÓN DE GASES EN LÍQUIDOS

Ya se ha mencionado que el oxígeno, el hidrógeno y el nitrógeno son ligeramente solubles en agua. Un estudio preciso ha llevado a la conclusión de que todos los gases son solubles en cierta medida, no solo en agua, sino también en muchos otros líquidos. La cantidad de gas que se disolverá en un líquido depende de varias condiciones, y estas pueden entenderse mejor suponiendo que un recipiente B (Fig. 30) esté lleno de gas e invertido sobre el líquido. En estas circunstancias, el gas no puede escapar ni mezclarse con otro gas.

~Circunstancias que afectan la solubilidad de los gases.~ Diversas circunstancias afectan la solubilidad de un gas en un líquido.

1. Naturaleza del gas. Siendo iguales las demás condiciones, cada gas tiene su propia solubilidad peculiar, así como su sabor u olor característico. La solubilidad de los gases varía dentro de amplios límites, como se verá en la siguiente tabla, pero por lo general un volumen dado de un líquido no disolverá más de dos o tres veces su propio volumen de un gas.

Solubilidad de los gases en agua

1 l. de agua a 760 mm de presión y a 0 °C disolverá:

Amoniaco 1148,00 l. Ácido clorhídrico 503,00 Dióxido de azufre 79,79 Dióxido de carbono 1,80 Oxígeno 41,14 cc. Hidrógeno 21,15 Nitrógeno 20,03

En el caso de los gases muy solubles, como los tres primeros de la tabla, es probable que ocurra una combinación química entre el líquido y el gas.

2. Naturaleza del líquido. El carácter del líquido influye mucho en la solubilidad de un gas. El agua, el alcohol y el éter tienen cada uno su propio poder disolvente característico. A partir de la solubilidad de un gas en agua, no se puede predecir su solubilidad en otros líquidos.

3. Influencia de la presión. Se ha comprobado que el peso de gas que se disuelve en un caso dado es proporcional a la presión ejercida sobre el gas. Si la presión se duplica, el peso de gas que entra en solución se duplica; si la presión se reduce a la mitad de su valor original, la mitad del gas disuelto escapará. Bajo alta presión, grandes cantidades de gas pueden disolverse en un líquido, y cuando se elimina la presión, el gas escapa, haciendo que el líquido forme espuma o efervescencia.

4. Influencia de la temperatura. En general, cuanto más baja es la temperatura del líquido, mayor es la cantidad de gas que puede disolver. 1000 volúmenes de agua a 0 °C disolverán 41,14 volúmenes de oxígeno; a 50 °C, 18,37 volúmenes; a 100 °C, ninguno en absoluto. Si bien la mayoría de los gases pueden ser expulsados de un líquido hirviendo la solución, algunos no pueden. Por ejemplo, no es posible expulsar completamente el gas clorhídrico de su solución por ebullición.

SOLUCIÓN DE SÓLIDOS EN LÍQUIDOS

Esta es la clase de soluciones más familiar, ya que en el laboratorio las sustancias se emplean mucho más frecuentemente en forma de soluciones que en estado sólido.

~Circunstancias que afectan la solubilidad de un sólido.~ La solubilidad de un sólido en un líquido depende de varios factores.

1. Naturaleza del sólido. Siendo iguales las demás condiciones, los sólidos varían mucho en su solubilidad en los líquidos. Esto se ilustra en la siguiente tabla:

Tabla de solubilidad de sólidos a 18 °C.

100 cc de agua disolverán:

Cloruro de calcio 71,0 g. Cloruro de sodio 35,9 Nitrato de potasio 29,1 Sulfato de cobre 21,4 Sulfato de calcio 0,207

Ningún sólido es absolutamente insoluble, pero la cantidad disuelta puede ser tan pequeña que carezca de importancia para la mayoría de los propósitos. Así, el sulfato de bario, una de las sustancias comunes más insolubles, se disuelve en agua en una proporción de 1 parte en 400,000.

2. Naturaleza del disolvente. Los líquidos varían mucho en su capacidad para disolver sólidos. Algunos se consideran buenos disolventes, ya que disuelven una gran variedad de sustancias y en cantidades considerables. Otros tienen escaso poder disolvente, disolviendo pocas sustancias y solo en pequeña cantidad. En términos generales, el agua es el disolvente más universal, y el alcohol quizá sea el segundo en poder disolvente.

3. Temperatura. El peso de un sólido que un líquido dado puede disolver varía con la temperatura. Por lo general, aumenta rápidamente a medida que la temperatura sube, de modo que el líquido en ebullición disuelve varias veces el peso que puede disolver el líquido frío. En algunos casos, como en el caso de la sal común disuelta en agua, la temperatura tiene poca influencia sobre la solubilidad, y unos pocos sólidos son más solubles en agua fría que en caliente. Los siguientes ejemplos servirán de ilustración:

Tabla de solubilidad a 0 °C y a 100 °C.

100 cc de agua disolverán:

A 0 °C A 100 °C

Cloruro de calcio 49,6 g. 155,0 g. Cloruro de sodio 35,7 39,8 Nitrato de potasio 13,3 247,0 Sulfato de cobre 15,5 73,5 Sulfato de calcio 0,205 0,217 Hidróxido de calcio 0,173 0,079

~Soluciones saturadas.~ Un líquido no disolverá una cantidad ilimitada de un sólido. Al añadir el sólido al líquido en pequeñas porciones a la vez, se observará que se alcanza un punto en el que el líquido no disolverá más del sólido a esa temperatura. El sólido y la solución permanecen en contacto entre sí sin cambios. Esta condición puede describirse diciendo que están en equilibrio entre sí. Se dice que una solución está saturada cuando permanece inalterada en concentración en contacto con parte del sólido. El peso del sólido que saturará completamente un volumen definido de un líquido a una temperatura dada se llama la solubilidad de la sustancia a esa temperatura.

~Soluciones sobresaturadas.~ Cuando una solución, saturada a una temperatura dada, se deja enfriar, a veces sucede que no se cristaliza ningún sólido. Esto es muy probable que ocurra cuando el recipiente utilizado es perfectamente liso y la solución no se perturba de ninguna manera. A esta solución se le llama sobresaturada. Que esta condición es inestable puede demostrarse añadiendo un cristal del sólido a la solución. Todo el sólido en exceso de la cantidad requerida para saturar la solución a esa temperatura cristalizará de inmediato, dejando la solución saturada. La sobresaturación también puede eliminarse en muchos casos agitando o mezclando vigorosamente la solución.

~Propiedades físicas generales de las soluciones.~ Se pueden hacer algunas afirmaciones generales respecto a las propiedades físicas de las soluciones.

1. Distribución del sólido en el líquido. Un sólido, al disolverse, tiende a distribuirse uniformemente por todo el líquido, de modo que cada parte de la solución tiene la misma concentración. El proceso avanza muy lentamente a menos que se acelere agitando o mezclando la solución. Así, si se colocan unos pocos cristales de una sustancia muy coloreada, como el sulfato de cobre, en el fondo de un recipiente alto lleno de agua, pueden pasar semanas antes de que la solución adquiera un color uniforme.

2. Puntos de ebullición de las soluciones. El punto de ebullición de un líquido se eleva por la presencia de una sustancia disuelta en él. En general, la magnitud en que el punto de ebullición de un disolvente se eleva por una sustancia dada es proporcional a la concentración de la solución, es decir, al peso de la sustancia disuelta en un peso definido del disolvente.

3. Puntos de congelación de las soluciones. Una solución se congela a una temperatura más baja que el disolvente puro. El descenso del punto de congelación obedece la misma ley que rige para el aumento del punto de ebullición: la magnitud del descenso es proporcional al peso de la sustancia disuelta, es decir, a la concentración de la solución.

~Electrólisis de soluciones.~ El agua pura no conduce apreciablemente la corriente eléctrica. Sin embargo, si se disuelven en el agua ciertas sustancias como la sal común, se observa que las soluciones resultantes son conductoras de electricidad. Tales soluciones se llaman electrolitos. Cuando la corriente pasa a través de un electrolito, siempre ocurre algún cambio químico. Este cambio se llama electrólisis.

El método general utilizado en la electrólisis de una solución se ilustra en la Fig. 31. El recipiente D contiene el electrolito. Dos placas o varillas, A y B, hechas de material adecuado, se conectan a los cables de una batería (o dinamo) y se sumergen en el electrolito, como se muestra en la figura. Estas placas o varillas se llaman electrodos. El electrodo conectado a la placa de zinc de la batería es el electrodo negativo o cátodo, mientras que el conectado a la placa de carbono es el electrodo positivo o ánodo.

Teoría de la disociación electrolítica. Los hechos que acaban de describirse en relación con las soluciones, junto con muchos otros, han llevado a los químicos a adoptar una teoría de las soluciones llamada teoría de la disociación electrolítica. Los principales supuestos de esta teoría son los siguientes.

1. Formación de iones. Muchos compuestos, al disolverse en agua, sufren un cambio importante. Una parte de sus moléculas se separa, o disocia, en dos o más partes, llamadas iones. Así, el nitrato de sodio (NaNO{3}) se disocia en los iones Na y NO{3}; el cloruro de sodio, en los iones Na y Cl. Estos iones pueden moverse libremente en la solución, independientemente unos de otros, como moléculas independientes, y por esta razón recibieron el nombre de ion, que significa vagabundo.

2. La carga eléctrica de los iones. Cada ion lleva una fuerte carga eléctrica, y en este aspecto se diferencia de un átomo o molécula. Es evidente que el sodio en forma de ion debe diferir de manera importante del sodio ordinario, ya que los iones de sodio, formados a partir de nitrato de sodio, no dan evidencia visible de su presencia en el agua, mientras que el sodio metálico descompone el agua de inmediato. Por lo tanto, la carga eléctrica modifica en gran medida las propiedades químicas habituales del elemento.

3. Las cargas positivas igualan a las negativas. Los iones formados por la disociación de cualquier molécula son de dos tipos. Un tipo está cargado con electricidad positiva y el otro con electricidad negativa; además, la suma de todas las cargas positivas es siempre igual a la suma de todas las cargas negativas. Por lo tanto, la solución en su conjunto es eléctricamente neutra. Si representamos la disociación mediante las ecuaciones químicas habituales, con las cargas eléctricas indicadas por los signos + y - después de los símbolos, la disociación de las moléculas de cloruro de sodio se representa así:

NaCl —> Na+, Cl-.

La carga positiva en cada ion de sodio es exactamente igual a la carga negativa en cada ion de cloro. El sulfato de sodio se disocia, como se muestra en la ecuación

Na{2}SO{4} —> 2Na+, SO{4}—.

Aquí la carga positiva de los dos iones de sodio es igual a la doble carga negativa del ion SO{4}.

4. No todos los compuestos se disocian. Solo se disocian aquellos compuestos cuyas soluciones forman electrolitos. Así, la sal se disocia al disolverse en agua, y la solución resultante es un electrolito. El azúcar, en cambio, no se disocia y su solución no conduce la corriente eléctrica.

5. El grado de disociación varía en diferentes líquidos. Aunque los compuestos se disocian más fácilmente en agua, la disociación a menudo ocurre en menor grado cuando la disolución se realiza en líquidos distintos al agua. En la discusión sobre soluciones, se entenderá que el disolvente es agua, a menos que se indique lo contrario.

La teoría de la disociación electrolítica y las propiedades de las soluciones. Para ser útil, esta teoría debe ofrecer una explicación razonable de las propiedades de las soluciones. Veamos ahora si la teoría está en armonía con algunas de estas propiedades.

La teoría de la disociación electrolítica y los puntos de ebullición y congelación de las soluciones. Hemos visto que el punto de ebullición de una solución de una sustancia se eleva en proporción a la concentración de la sustancia disuelta. Esto no es más que otra forma de decir que el cambio en el punto de ebullición de la solución es proporcional al número de moléculas de la sustancia disuelta presentes en la solución.

Sin embargo, se ha encontrado que en el caso de los electrolitos el punto de ebullición se eleva más de lo que debería para ajustarse a esta ley. Si el soluto se disocia en iones, la razón de esto se vuelve clara. Cada ion tiene el mismo efecto sobre el punto de ebullición que una molécula, y como su número es mayor que el de las moléculas de las que se formaron, el efecto sobre el punto de ebullición es anormalmente grande.

De manera similar, la teoría proporciona una explicación del descenso anormal del punto de congelación de los electrolitos.

La teoría de la disociación electrolítica y la electrólisis. Los cambios que ocurren durante la electrólisis están en completa armonía con la teoría de la disociación. Esto quedará claro a partir del estudio de los siguientes ejemplos.

1. Electrólisis del cloruro de sodio. La figura 32 representa un recipiente en el que el electrolito es una solución de cloruro de sodio (NaCl). Según la teoría de la disociación, las moléculas de cloruro de sodio se disocian en los iones Na+ y Cl-. Los iones Na+ son atraídos hacia el cátodo debido a su fuerte carga negativa. Al entrar en contacto con el cátodo, los iones Na+ ceden su carga positiva y se convierten en átomos de sodio ordinarios. Inmediatamente descomponen el agua según la ecuación

Na + H{2}O = NaOH + H,

y el hidrógeno se libera alrededor del cátodo.

Los iones de cloro, al descargarse en el ánodo de manera similar, pueden liberarse como gas cloro, o pueden atacar el agua, como se representa en la ecuación

2Cl + H{2}O = 2HCl + O.

2. Electrólisis del agua. Ahora quedará claro el motivo de añadir ácido sulfúrico al agua en la preparación de oxígeno e hidrógeno por electrólisis. El agua en sí no es un electrolito en grado apreciable; es decir, no forma suficientes iones para conducir una corriente. El ácido sulfúrico disuelto en agua es un electrolito y se disocia en los iones 2 H+ y SO{4}—. En el proceso de electrólisis de la solución, los iones de hidrógeno viajan al cátodo y, al descargarse, se liberan como gas hidrógeno. Los iones SO{4}, al descargarse en el ánodo, actúan sobre el agua, liberando oxígeno y formando nuevamente ácido sulfúrico:

SO{4} + H{2}O = H{2}SO{4} + O.

El ácido sulfúrico puede disociarse nuevamente y el proceso repetirse mientras quede agua. Por lo tanto, el hidrógeno y el oxígeno liberados en la electrólisis del agua provienen en realidad directamente del ácido, pero indirectamente del agua.

3. Electrólisis del sulfato de sodio. De manera similar, el sulfato de sodio (Na{2}SO{4}), cuando está en solución, da los iones 2 Na+ y SO{4}—. Al descargarse, los átomos de sodio descomponen el agua en el cátodo, como en el caso del cloruro de sodio, mientras que los iones SO{4}, al descargarse en el ánodo, descomponen el agua, como se representa en la ecuación

SO{4} + H{2}O = H{2}SO{4} + O

Que se formen nuevas sustancias en el cátodo y el ánodo puede demostrarse de la siguiente manera. Un tubo en U, como el que se representa en la figura 33, se llena parcialmente con una solución de sulfato de sodio, y el líquido en un brazo se colorea con tornasol rojo y el del otro con tornasol azul. Un electrodo colocado en la solución roja sirve como cátodo, mientras que uno en la solución azul sirve como ánodo. Al dejar pasar la corriente, la solución azul se vuelve roja, mientras que la solución roja se vuelve azul. Estos son exactamente los cambios que ocurrirían si el hidróxido de sodio y el ácido sulfúrico se liberaran en los electrodos, como requiere la teoría.

Las propiedades de los electrolitos dependen de los iones presentes. Cuando una sustancia capaz de disociarse en iones se disuelve en agua, las propiedades de la solución dependerán de dos factores: (1) los iones formados a partir de la sustancia; (2) las moléculas no disociadas. Como los iones suelen ser más activos químicamente que las moléculas, la mayoría de las propiedades químicas de un electrolito se deben a los iones más que a las moléculas.

Las soluciones de dos sustancias que produzcan el mismo ion tendrán ciertas propiedades en común. Así, todas las soluciones que contienen el ion cobre (Cu++) son azules, a menos que el color sea modificado por la presencia de iones o moléculas de otro color.

EJERCICIOS

1. Distinga claramente entre los siguientes términos: electrólisis, electrolito, disociación electrolítica, iones, soluto, solvente, solución, solución saturada y solución sobresaturada.

2. ¿Por qué el agua de algunos manantiales naturales burbujea?

3. (a) ¿Por qué no se congela el agua del océano? (b) ¿Por qué el hielo y la sal producen una temperatura más baja que el hielo solo?

4. ¿Por qué agitar o mezclar hace que un sólido se disuelva más rápidamente en un líquido?

5. Por experimento se encontró que un cierto volumen de agua estaba saturado a 100 °C con 114 g de nitrato de potasio. Al enfriarse a 0 °C, una parte de la sustancia cristalizó. (a) ¿Cuántos gramos de la sustancia quedaron en solución? (b) ¿Cuál era la concentración de la solución a 18 °C? (c) ¿Cuánta agua se había utilizado en el experimento?

6. (a) Se disolvieron 10 g de sal común en agua y la solución se evaporó hasta secarse; ¿qué peso de sólido quedó? (b) Se disolvieron 10 g de zinc en ácido clorhídrico y la solución se evaporó hasta secarse; ¿qué peso de sólido quedó?

7. Explique por qué a veces el azúcar se deposita del melado, incluso cuando no ha habido evaporación.

8. (a) Desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica, escribe la ecuación simple para una solución diluida de sulfato de cobre (CuSO₄); esta solución es azul. (b) De la misma manera, escribe una para el sulfato de sodio; esta solución es incolora. (c) ¿Cómo explicarías el color de la solución de sulfato de cobre?

9. (a) Como en el ejercicio anterior, escribe una ecuación simple para una solución diluida de cloruro de cobre (CuCl₂); esta solución es azul. (b) De la misma manera, escribe una para el cloruro de sodio; esta solución es incolora. ¿A qué se debe el color azul?

10. ¿Qué componente está presente en el ácido sulfúrico concentrado que casi falta en el ácido sulfúrico muy diluido?

11. ¿Por qué los vegetales se cocinan más rápido cuando se hierven en agua con mucha sal que cuando se hierven en agua pura?

12. ¿Cómo explicas la efervescencia del agua de soda?