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Qué ocurre a nivel molecular en las soluciones y cómo se forman


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Las disoluciones son fenómenos de naturaleza electromagnética. Es justamente la carga eléctrica que se presenta en ciertas clases de moléculas la que permite que las moléculas de una sustancia que actúa como soluto sean atraídas por las moléculas de una sustancia que actúa como solvente. Para entender bien cómo funciona esto, es necesario tener al menos un conocimiento básico de qué son los átomos y cuáles son sus partes. Asimismo, es importante saber qué son las moléculas, cómo se componen, y cómo se forman los enlaces entre moléculas. Es por eso que antes de comenzar, primero se realizará una breve explicación de estos temas para que después se pueda comprender bien qué ocurre a nivel molecular en las soluciones.

Todas las cosas que se ven y tocan, todos los objetos y sustancias están conformados por moléculas que a su vez están compuestas por átomos. Los átomos son muy pequeños -el átomo de Hidrógeno tiene un tamaño cercano a 0,2 nanómetros (1 nanómetro equivale a una millonésima de milímetro)-.

El átomo está compuesto por un núcleo y por electrones que se mueven alrededor del núcleo. A su vez, el núcleo está constituido por protones y neutrones. Los protones tienen carga eléctrica positiva y los neutrones son eléctricamente neutros. Por lo tanto, los núcleos tienen carga eléctrica positiva. Por otro lado, los electrones tienen carga eléctrica negativa. Entonces, dado que tienen cargas opuestas, se atraen entre sí, lo que provoca que los electrones (carga negativa) orbiten alrededor del núcleo (carga positiva). Es importante recordar que las cargas eléctricas de signo diferente siempre se atraen entre sí y las cargas eléctricas de igual signo se repelen.

Cuando el átomo se encuentra en su estado natural neutro, el número de electrones orbitando alrededor del núcleo coincide con el número de protones del núcleo. Gracias a este equilibrio en el número de protones y electrones, el átomo consigue una carga eléctrica neutra, ya que no tiene ni carga neta positiva (menos electrones que protones) ni carga neta negativa (más electrones que protones). Es este número de protones en el núcleo lo que distingue a las diversas clases de átomos. Cada tipo de átomo se denomina elemento químico.

Ej: el Hidrógeno posee 1 protón (carga positiva) en su núcleo y 1 electrón orbitando alrededor (carga negativa). El Helio tiene 2 protones (carga positiva) y 2 neutrones (carga neutra) en el núcleo, y 2 electrones orbitando alrededor (carga negativa). El Litio tiene 3 protones y 3 neutrones en su núcleo, y 3 electrones orbitando alrededor. Todos los elementos químicos de la naturaleza están catalogados en una tabla en la que están ordenados de menor a mayor por el número de protones que poseen. Esta tabla se denomina Tabla Periódica de Elementos y hacia el año 2019 se conocían 118 elementos cuyas distintas combinaciones constituyen a todas las sustancias que hay en el universo. El número de protones que tiene cada elemento químico se denomina Número Atómico y se simboliza con la letra Z. (En este artículo no se tendrá en cuenta el número de neutrones en los átomos, ya que al ser eléctricamente neutros no afectan de manera significativa a la formación de soluciones).

Ejemplos de atomos
Ejemplos de átomos - Cliquear para ampliar la imagen

 

Curiosidad: Si genera alguna duda el hecho de ver protones unidos entre sí en el núcleo atómico -a pesar de tener carga eléctrica del mismo signo-, vale aclarar que esto se debe a las fuerzas nucleares que son muchísimo más fuertes que las fuerzas electromagnéticas. Pese a la repulsión de las cargas eléctrostáticas positivas de los protones y a la neutralidad de carga de los neutrones, son estas fuerzas nucleares las que mantienen juntos a los protones y neutrones en el núcleo. Cuando se rompe el núcleo atómico se libera una cantidad enorme de energía, la misma energía que mantiene unidos a los protones y neutrones a pesar de la carga eléctrica. Se trata ni más ni menos que de la energía nuclear. Justamente, en las plantas generadoras de energía nuclear lo que se hace es romper a los núcleos de átomos de Uranio para obtener energía. Debido al gran número de protones y neutrones que posee el núcleo de Uranio (92 protones y 143 neutrones), al romperlo, la cantidad de energía nuclear liberada es colosal.

 
Cuando se unen los átomos forman moléculas. Las diversas combinaciones o uniones de átomos componen a las moléculas de todas las sustancias del universo. Ej: la unión de 2 átomos de Hidrógeno (H) y 1 átomo de Oxígeno (O) forma a la molécula de una sustancia que se conoce como agua (H2O). La unión de 1 átomo de Carbono (C) con 2 átomos de Oxígeno (O) da como resultado a la molécula de una sustancia conocida como Dióxido de Carbono (CO2). La unión de 1 átomo de Sodio (Na) con 1 átomo de Cloro (Cl) compone a una sustancia llamada Cloruro de Sodio (NaCl), o sea sal común.

Las moléculas pueden estar formadas por dos o más átomos. Existen todo tipo de sustancias, desde aquellas compuestas por dos átomos de un mismo elemento (ej: O2), otras más grandes como la sacarosa (azúcar común) cuya fórmula es C12H22O11 porque está conformada por una combinación de 45 átomos de tres tipos de elementos (12 de Carbono, 22 de Hidrógeno y 11 de Oxígeno), hasta moléculas muy complejas conformadas por la combinación de miles de átomos de varios tipos de elementos. A estas últimas se las llama macromoléculas. Un ejemplo de macromolécula son las proteínas.

Ejemplos de moleculas
Ejemplos de moléculas - Cliquear para ampliar la imagen

Estas moléculas se generan debido a la atracción electrostática entre ciertos tipos de átomos en circunstancias específicas que se explicarán a continuación:

Los electrones orbitan alrededor de los núcleos atómicos en distintas capas también conocidas como niveles de energía. Cada nivel de energía puede tener hasta un cierto número de electrones. Cuando se supera ese número de electrones, el próximo electrón se ubicará en un nivel de energía superior. La útlima capa de electrones de un átomo (la más alejada del núcleo) es conocida con el nombre de capa de valencia, y los electrones que se mueven en la capa de valencia se llaman electrones de valencia. Cuando un átomo reacciona con otro para formar a una molécula, solamente intervienen en este proceso los electrones de valencia de dichos átomos. Los electrones de niveles interiores no participan.

El primer nivel de energía de los átomos puede contener hasta 2 electrones. Es por eso que los átomos de Hidrógeno -que tiene solamente 1 electrón- y Helio -que posee 2 electrones-, cuentan con una sola capa de electrones, que es la primera y también es la última, ya que es la única. Por lo tanto, la capa de valencia del Hidrógeno y del Helio solamente puede contener un máximo de 2 electrones.

El elemento que sigue al Helio en cantidad electrones es el Litio, cuyo tercer electrón se posiciona en una segunda capa o nivel de energía. Esta segunda capa en el Litio actúa como capa de valencia, ya que es la superior. En el caso del Litio hay un solo electrón en su capa de valencia. A partir de esta segunda capa, todas las capas de valencia pueden contener un máximo de 8 electrones.

Entonces, el Sodio (Na) cuyo número atómico Z es 11, tiene 11 protones en su núcleo y 11 electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos electrones se organizan de la siguiente manera: en el primer nivel de energía hay 2 electrones, en el segundo nivel hay 8 electrones, y en el tercer nivel 1 electrón (2 + 8 + 1 = 11).


El número atómico Z del Cloro (Cl) es 17, por ende tiene 17 protones y 17 electrones. En el primer nivel de energía hay 2 electrones, en el segundo nivel de energía hay 8 electrones, y en el tercer nivel de energía hay 7 electrones (2 + 8 + 7 = 17).

Electrones de valencia
Electrones de valencia - Cliquear para ampliar la imagen

Como ya se mencionó, para que exista equilibrio eléctrico en un átomo (carga neutra), el número de protones que contiene (carga positiva) debe ser igual a su número de electrones (carga negativa) orbitando. Sin embargo, también existe otra clase de equilibrio que se debe cumplir en los átomos: el número de electrones que poseen en su capa exterior. Para ser estable, un átomo necesita tener llena o completa a su capa de valencia, o sea su capa exterior (con 2 electrones si se trata del Hidrógeno o Helio, o con 8 electrones para los restantes elementos).

Cuando un átomo tiene menos de 8 electrones en su nivel exterior, es inestable. Para encontrar su estabilidad, tiene dos opciones:

  1. Si tiene en su capa de valencia un número de electrones más cercano a 8: captura electrones de otro átomo.
  2. Si tiene en su capa de valencia un número de electrones más cercano a 0: cede electrones a otro átomo.

Ej: el Sodio (Na) posee 1 electrón en su capa de valencia. Por lo tanto, para tener 8 electrones en su capa de valencia y estabilizarse, cede a ese único electrón. Al perderlo, la capa anterior -con 8 electrones- se convierte en la capa de valencia. Por el contrario, el Cloro (Cl) posee 7 electrones en su nivel exterior. Entonces, para llenar con los 8 electrones necesarios a su capa de valencia y estabilizarse, lo más fácil es capturar 1 electrón de otro átomo.

Cuando un átomo de Cloro (Cl) captura 1 electrón para completar a su capa exterior, se vuelve estable. Sin embargo, pierde el equilibrio eléctrico, dado que al capturar a ese electrón, termina con un electrón de más en comparación al número de protones (18 electrones y 17 protones) y por lo tanto el átomo de Cloro adquiere carga eléctrica negativa (por tener más electrones que protones). Por otro lado, cuando un átomo de Sodio (Na) cede 1 electrón para convertir a la capa con 8 electrones que antecede a la exterior en la nueva capa de valencia y así estabilizarse, debido a que ahora tiene un electrón menos en comparación al número de protones (10 electrones y 11 protones), el átomo de Sodio adquiere carga eléctrica positiva. A los átomos que pierden o ganan un electrón (o más de un electrón) y adquieren carga eléctrica positiva o negativa se los denomina iones.

Cuando interactúan el Sodio y el Cloro, para lograr su estabilidad en la capa de valencia, el Sodio le cede 1 electrón al Cloro. De esta forma, el Sodio se transforma en ion con carga positiva (catión) y el Cloro en ion con carga negativa (anión). Como los polos opuestos se atraen, los iones Sodio y Cloro se atraen entre sí y forman un compuesto llamado Cloruro de Sodio (NaCl), también conocido como sal común. Los compuestos químicos formados por iones que cedieron y capturaron electrones, se denominan compuestos iónicos. Los enlaces entre átomos de un compuesto iónico en el que uno cede electrones y el otro los captura, se llaman enlaces iónicos.

Ejemplos de enlaces ionicos
Ejemplos de enlaces iónicos - Cliquear para ampliar la imagen

Ejemplo: El Calcio posee 20 protones en el núcleo y 20 electrones orbitando alrededor del núcleo. Su capa de valencia (4º nivel) tiene 2 electrones de valencia, entonces para adquirir estabilidad cede a esos 2 electrones y la capa anterior (3º nivel) se convierte en la nueva capa de valencia con 8 electrones. El Bromo posee 35 protones en el núcleo y 35 electrones orbitando alrededor del núcleo. Su capa de valencia (4º nivel) tiene 7 electrones de valencia, entonces para adquirir estabilidad captura 1 electrón y termina con 8 electrones de valencia.

Como el Calcio cede 2 electrones, entonces 2 átomos de Bromo capturan a cada uno de esos 2 electrones. Ahora el átomo de Calcio tiene 20 protones y 18 electrones, por lo tanto se convierte en un ion Calcio con 2 cargas positivas (2 electrones menos que protones). Cada átomo de Bromo pasa a tener 36 electrones (1 electrón más que el número de protones), por ende se convierte en un ion Bromo con 1 carga negativa cada uno. Los iones de cargas opuestas se atraen y forman al compuesto químico CaBr2 (Bromuro de Calcio).

No todos los elementos tienen la misma capacidad de atraer a electrones de otro elemento. Por ejemplo, el Sodio (Na) tiene baja capacidad de atracción de electrones porque le es más fácil entregar su único electrón de la capa de valencia para lograr su estabilidad. En cambio el Cloro, al faltarle solamente un electrón para completar al nivel exterior, le es más fácil capturar que ceder electrones. Esta capacidad de atraer electrones que tiene un átomo se llama electronegatividad. Cuanto más electronegativo es un átomo, tiene mayor capacidad para capturar electrones, mientras que un átomo con baja electronegatividad tiende a entregar electrones más fácilmente.

Los valores de la escala de electronegatividad varían de 0,7 a 4,0 y cada elemento químico tiene un valor específico. El elemento de mayor electronegatividad es el Flúor con 4,0; mientras que el elemento de menor electronegatividad es el Cesio con 0,7. Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos que interactúan es grande, el de mayor electronegatividad captura electrones del menos electronegativo, se convierten en iones con cargas eléctricas opuestas, se atraen y se forma un compuesto iónico.

Pero cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos que interactúan es pequeña, no se entregan ni capturan electrones, sino que para llenar su capa de valencia y lograr la estabilidad se comparten pares de electrones entre ambos átomos. Este tipo de moléculas se llaman compuestos covalentes.

Valores de electronegatividad de elementos quimicos
Valores de electronegatividad de elementos químicos - Cliquear para ampliar la tabla de valores

Por ejemplo, el Cloro (Cl) tiene un valor de electronegatividad de 3,0 y el Hidrógeno (H) de 2,1. La diferencia de electronegatividad entre el Cl y el H es 0,9 (3 - 2,1 = 0,9). Por lo tanto, el Cl comparte con el H uno de sus electrones de valencia y así el H completa su capa de valencia (tiene 1 electrón y necesita 1 para completarla), mientras que el H comparte con el Cl su único electrón de valencia y así el Cl completa su capa de valencia (tiene 7 electrones y necesita 1 para completarla). Así se forma el HCl (cloruro de hidrógeno).
 
Dos átomos se unen y forman un enlace covalente porque comparten pares de electrones. Esto provoca que sus núcleos de carga positiva se acerquen a los electrones de carga negativa compartidos y en consecuencia se mantengan enlazados los átomos.

Si los átomos que comparten un par de electrones son del mismo tipo de elemento químico, su diferencia de electronegatividad es igual a cero. Por lo tanto, los electrones compartidos se encuentran a una misma distancia de ambos núcleos atómicos. Ejemplos de esto incluyen a moléculas de O2, H2, Cl2. Como los electrones están compartidos de igual forma entre ambos átomos y se encuentran a una misma distancia de ambos núcleos, ninguno de los dos tiene más carga positiva ni negativa, por lo tanto se trata de un enlace eléctricamente neutro o no polar (ya que no se forman polos positivos ni negativos). A estos enlaces se los llama covalentes no polares.

Ej: En el caso de O2, hay 2 átomos de Oxígeno que comparten 2 pares de electrones para completar a su capa de valencia (cada átomo de este enlace covalente comparte 2 de sus electrones con el otro átomo para pasar a tener de 6 electrones de valencia a 8). Como ambos átomos tienen el mismo valor de electronegatividad (3,5), no hay diferencia de electronegatividad entre ellos (3,5 - 3,5 = 0), por lo tanto ninguno de los dos presenta carga eléctrica positiva o negativa, y la molécula que se forma (O2) es eléctricamente neutra (no polar).
 
Cuando los átomos que comparten pares de electrones en un enlace covalente son de distintos elementos, sus valores de electronegatividad son diferentes. En tales casos, el par de electrones compartido estará un poco más corrido hacia el lado del átomo más electronegativo, por lo que éste adquiere una carga levemente negativa. Como ya se dijo, la electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones, es por eso que el átomo más electronegativo atrae un poco más hacia su lado al par de electrones compartido. Como los electrones tienen carga negativa, le confieren una carga levemente negativa. El átomo menos electronegativo del que se aleja el par de electrones compartido, se vuelve levemente positivo.
 
Esto ocurre porque si bien se comparte el par de electrones entre los dos átomos, el más electronegativo atrae con un poco más de fuerza a los electrones hacia su lado. Como los electrones tienen carga eléctrica negativa, este corrimiento del par de electrones compartido hacia el átomo más electronegativo le confiere a este último un poco de carga negativa. Por ende, la molécula presenta un sector con carga eléctrica positiva y otro con carga eléctrica negativa. A este tipo de enlace se lo denomina covalente polar.


Por ejemplo, en el HCl, como el Cl es más electronegativo, el par de electrones compartido está corrido hacia el lado del Cl, entonces el Cl se comporta como polo negativo y el H como polo positivo.

Ejemplos de enlaces covalentes polares y no polares
Ejemplos de enlaces covalentes polares y no polares - Cliquear para ampliar la imagen

  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor o igual a 0 (cero) y menor a 0,4 se forma un enlace covalente no polar. Ejemplos: O2, Br2, Cl2.
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 0,4 y menor a 1,5 se forma un enlace covalente polar. Ejemplos: H2O (agua), HCl (cloruro de hidrógeno), NH3 (amoníaco).
     
  • Por lo general, cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 1,5 y menor a 2 se forma un enlace iónico. Esta es la zona de transición entre compuestos covalentes polares y compuestos iónicos. Ejemplo: LiI (yoduro de litio).
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 2 se forma un enlace iónico. Ejemplos: NaCl (sal común).

Polaridad electrica en enlaces ionicos, covalentes polares y covalentes no polares
Polaridad eléctrica en enlaces iónicos, covalentes polares y covalentes no polares - Cliquear para ampliar la imagen

Los electrones orbitan alrededor del núcleo de un átomo a velocidades altísimas en órbitas que dan forma a lo que se conoce como nube de electrones. Es por ello que en la vida real los átomos y las moléculas a las que componen tienen un mayor parecido a lo que se muestra en la imagen de arriba. En el caso del átomo de Hidrógeno, su único electrón orbita alrededor del núcleo a una velocidad aproximada de 2200 km/segundo (7.920.000 km/h).

Cuando se forman enlaces iónicos, la carga eléctrica de los iones (átomos que capturaron o cedieron 1 o más electrones) es muy alta, por lo que la fuerza de atracción entre los iones positivos y negativos es muy grande.

Cuando se forman enlaces covalentes polares, la nube de electrones se encuentra corrida hacia el lado del átomo más electronegativo. Esto significa que los electrones pasan más tiempo alrededor del núcleo del átomo más electronegativo. En los enlaces covalentes polares la diferencia de carga eléctrica entre el polo positivo y negativo no es tan grande como en los enlaces iónicos, por ende la fuerza de atracción también es inferior que en los enlaces iónicos. En lo que respecta a la polaridad eléctrica, los enlaces covalentes polares se encuentran en un punto intermedio entre los enlaces iónicos de alta polaridad eléctrica y los enlaces covalentes no polares.

Los polos positivo y negativo del enlace covalente polar se representan con: δ+ y δ- respectivamente. La letra griega delta (δ) significa carga parcial, un poco de carga o carga ligeramente (cualquiera de las tres formas de llamarla da igual, ya que se refieren a lo mismo). Entonces, δ+ significa carga parcial positiva, un poco de carga positiva o carga ligeramente positiva; mientras que δ- significa carga parcial negativa, un poco de carga negativa o carga ligeramente negativa.

En los enlaces covalentes no polares la nube de electrones está distribuida simétricamente o equitativamente entre los dos átomos. Esto significa que los electrones compartidos por ambos átomos no están corridos hacia ninguno de los dos núcleos, por lo que no se registra un desbalance en su carga eléctrica negativa. Por lo tanto, es un enlace eléctricamente neutro.

Los enlaces covalentes que presentan polaridad eléctrica también son conocidos como dipolos eléctricos porque se forma un enlace con dos polos en el que un átomo actúa como polo negativo y el otro como polo positivo. Los dipolos se simbolizan con una flecha que señala hacia dónde se corren los electrones compartidos. La punta de la flecha indica hacia el polo negativo y su extremo posterior se cruza con una línea corta que forma un signo "+" para dar a entender al polo positivo.

Entonces, como se puede notar, la magnitud del dipolo se representa a través de vectores (flechas). En matemática, las magnitudes vectoriales son aquellas que no solo dependen de su valor sino también de su dirección y sentido, por eso se representan con flechas. Una magnitud vectorial muy utilizada cotidianamente es la velocidad, ya que no solo depende de su magnitud sino también de la dirección y sentido en la que se mueve el cuerpo cuya velocidad se está midiendo. El vector que representa a la magnitud del dipolo se conoce con el nombre de momento dipolar. En el momento dipolar, para explicarlo de una manera sencilla y no tan técnica, la longitud de la flecha representa al valor de polaridad eléctrica del enlace, la dirección es el ángulo de la flecha y el sentido indica hacia cuál de los dos extremos de la flecha se dirige la polaridad (lo que representa al sentido es el extremo delantero de la flecha).

El concepto de dipolo es muy importante, ya que su representación a través de flechas (vectores) es muy útil para conocer la polaridad eléctrica total de moléculas más complejas conformadas por dos o más enlaces covalentes

Por que la molecula de agua es polar y la de dioxido de carbono es no polar
Por qué la molécula de agua es polar y la de dióxido de carbono es no polar - Cliquear para ampliar la imagen

Por ejemplo, la molécula de agua (H2O) está conformada por dos enlaces covalentes polares (H-O) que forman un ángulo de 104,45º entre sí. Es importante conocer hacia dónde apunta cada uno de estos dos dipolos para averiguar la polaridad neta de la molécula. Esto se logra realizando una suma de los vectores (las flechas de los dipolos). El resultado es una flecha más larga que apunta en un sentido diferente al de cada uno de los dos enlaces H-O, y coincide con la polaridad eléctrica de la molécula de agua. Este momento dipolar neto de la molécula de agua se muestra en la imagen de arriba.

Por el contrario, en la molécula de dióxido de carbono (CO2) los dos enlaces covalentes polares (C-O) que la componen forman un ángulo de 180º entre sí, es decir son dos dipolos de igual valor numérico, pero que apuntan en direcciones opuestas (hacia cada átomo de Oxígeno que actúa como polo negativo). Debido a esto, si se suman los vectores, se encuentra que se cancelan estas polaridades y dan como resultado neto una molécula no polar.

Por que la molecula de agua forma un angulo de 104,45
Por qué la molécula de agua forma un ángulo de 104,45º - Cliquear para ampliar la imagen

El agua (H2O) es un compuesto que presenta gran polaridad eléctrica. Posee dos enlaces covalentes polares entre cada átomo de Hidrógeno (H) y el átomo de Oxígeno (O). La electronegatividad del Oxígeno es 3,5 y la del Hidrógeno 2,1; entonces la diferencia de electronegatividad entre ambos es 1,4 (3,5 - 2,1 = 1,4) lo que les confiere a estos enlaces una alta polaridad eléctrica. El Oxígeno tiene 6 electrones en su capa de valencia y requiere 2 más para llenarla, mientras que el Hidrógeno tiene 1 electrón en su capa de valencia y requiere 1 más para llenarla. Para ello, se comparten dos pares de electrones entre el O y los dos átomos de H. El Oxígeno aporta 2 electrones (1 para cada átomo de H) y los átomos de Hidrógeno le aportan al Oxígeno 2 electrones (cada átomo de H aporta 1 electrón). Como el O es más electronegativo que el H, en la molécula de agua el O se comporta como polo negativo y los H como polos positivos. Esto es así porque en los enlaces H-O el par de electrones compartido está más corrido hacia el lado del O.

Como los dos átomos de Hidrógeno tienen carga positiva, se repelen y deberían posicionarse en los extremos opuestos de la molécula para formar un ángulo de 180º, aunque esto no es lo que ocurre. Debido a que los pares de electrones compartidos se acercan hacia el lado del Oxígeno, se repelen entre sí. Ademas, el Oxígeno posee dos pares de electrones no compartidos que también repelen a los electrones compartidos que están corridos hacia el lado del Oxígeno. Estas repulsiones entre los electrones empujan a los enlaces H-O, que se estabilizan en un ángulo de 104,45º entre sí.

Si se hace la suma vectorial de sus momentos dipolares se encuentra que el agua es una molécula altamente polar (a diferencia del CO2 en el que los enlaces C=O forman un ángulo de 180º, y sus polaridades se cancelan).

Como se puede notar, la polaridad neta de una molécula con más de un enlace covalente no solo depende de la polaridad de estos enlaces sino que también depende de su forma, o sea de la distribución geométrica de los enlaces.

La gran polaridad eléctrica que presentan los enlaces H-O (Hidrógeno-Oxígeno) es de suma importancia para la formación de disoluciones. Las moléculas que poseen enlaces de Hidrógeno-Flúor (H-F), Hidrógeno-Oxígeno (H-O) o Hidrógeno-Nitrógeno (H-N) pueden formar uniones intermoleculares, es decir, enlaces entre distintas moléculas con polaridad eléctrica. Estos enlaces mencionados que permiten vincularse entre sí a moléculas polares se llaman Enlaces de Hidrógeno o Puentes de Hidrógeno, ya que actúan como puentes que vinculan a moléculas. El agua es una de estas sustancias, dado que cuenta con dos enlaces dipolo H-O. En el agua, los átomos de H actúan como polos positivos y se coordinan por atracción electrostática con los polos negativos de otras moléculas polares, mientras que el átomo de O actúa como polo negativo y se coordina por atracción electrostática con los polos positivos de otras moléculas.

Es gracias a estos fuertes enlaces de hidrógeno que a temperatura ambiente el agua se mantiene en estado líquido y no gaseoso. El calor es energía térmica, y si se le aplica energía a los enlaces intermoleculares (enlaces entre moléculas), dichos enlaces se rompen y las moléculas se mueven libremente. Cuando los enlaces intermoleculares de una sustancia son débiles, con la energía térmica disponible a temperatura ambiente (aproximadamente entre 20 ºC y 30 ºC) los enlaces se romperían y las moléculas se moverían con mayor libertad, esto significa que a temperatura ambiente la sustancia se encontraría en estado gaseoso.

Por que el agua se encuentra en estado liquido a temperatura ambiente
Por qué el agua se encuentra en estado líquido a temperatura ambiente - Cliquear para ampliar la imagen

Sin embargo, en el caso del agua, a causa de su gran polaridad eléctrica se forman fuertes enlaces intermoleculares de tipo puente de hidrógeno entre los polos positivos (átomos de Hidrógeno) y los polos negativos (átomos de Oxígeno) de las moléculas de agua. Debido a la gran intensidad de estos puentes de hidrógeno, a temperatura ambiente la energía térmica disponible no es suficiente para romper a los enlaces intermoleculares, por lo que las moléculas de agua se mantienen juntas y su movimiento es más lento. En otras palabras, el agua se mantiene en estado líquido. Para romper a los puentes de hidrógeno que mantienen juntas a las moléculas de agua y pasarla a estado gaseoso se necesita mucha energía térmica, es decir alcanzar los 100 ºC.

Si no fuese por estos fuertes enlaces polares que mantienen unidas entre sí a las moléculas de agua por atracción electrostática de sus átomos de H y O, el agua no se mantendría en estado líquido a las temperaturas que hay en la superficie terrestre, sería un gas, y los océanos estarían vacíos. Para romper a los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua y pasarla a estado gaseoso, se requiere energía térmica. Es por eso que el agua se evapora cuando se calienta, de lo contrario se mantiene en estado líquido.

Una de las razones por las que se requiere bastante energía para romper a los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua y pasarla de estado líquido a gaseoso es que cada molécula de agua puede vincularse con hasta 4 moléculas de agua. En consecuencia, cada vez que se calienta el agua, esta energía térmica debe romper más enlaces intermoleculares que en el caso de muchas otras sustancias.

En la imagen de arriba los enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno están representados por líneas punteadas que vinculan a los polos positivos y negativos de las moléculas de agua.

Por el contrario, el metano (CH4), un compuesto que a pesar de tener un peso molecular similar al del agua, a temperatura ambiente se mantiene en estado gaseoso. Esto ocurre porque la asociación entre las moléculas de metano es muy débil, debido a que el valor de electronegatividad del Carbono (C) es 2,5 y el del Hidrógeno (H) 2,1; por lo cual la diferencia de electronegatividad en cada uno de sus cuatro enlaces C-H es de apenas 0,4. Asimismo, la geometría de la molécula de CH4 hace que los diminutos valores de polaridad de los enlaces C-H (diferencia de electronegatividad de 0,4) se cancelen entre sí. En consecuencia, por falta de polaridad, el punto de ebullición del metano es más de 100 ºC inferior al del agua (-164 ºC).


Otro ejemplo de sustancia polar es el ácido acético (CH3COOH), dado que puede formar dos enlaces de hidrógeno con otras moléculas. De hecho, todos los ácidos que contienen un grupo carboxilo (COOH) son polares y pueden formar enlaces de hidrógeno con otras moléculas. Cuando se acercan dos moléculas de CH3COOH, uno de sus átomos de Oxígeno (O) forma un enlace con el átomo de Hidrógeno (H) de otra molécula de ácido acético, mientras que el Hidrógeno (H) de su grupo carboxilo (COOH) forma un enlace con uno de los átomos de Oxígeno de otra molécula de ácido acético. Por esta razón, el ácido acético tiene un punto de ebullición alto (118 ºC) y requiere mucha energía térmica, es decir, que se lo caliente a 118 ºC para romper a los enlaces de hidrógeno que existen entre sus moléculas y pasarlo de estado líquido a gaseoso. En general, todas las sustancias con grupo carboxilo (COOH) tienen puntos de ebullición altos debido a su polaridad.

Hasta aquí se han tratado las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas (fuerzas intramoleculares), así como las fuerzas electrostáticas que mantienen vinculadas a moléculas en estado líquido (fuerzas intermoleculares). Pero es también gracias a esta polaridad eléctrica que las moléculas de soluto pueden vincularse con moléculas de solvente, o sea, formar disoluciones.


Cómo se disuelven los compuestos iónicos

A causa de su gran polaridad eléctrica, el agua es un excelente solvente de compuestos covalentes polares y iónicos, ya que las moléculas de agua atraen electrostáticamente tanto a iones como a compuestos covalentes polares, y de esta manera forman disoluciones. Por ejemplo, un compuesto iónico como el Cloruro de Sodio (NaCl), normalmente llamado sal común, es altamente soluble en agua (H2O) debido a la fuerte atracción electrostática entre el ion positivo Na+ y el polo negativo del agua (O) por un lado, y entre el ion negativo Cl- y los polos positivos del agua (H) por otro. De esta manera, cuando se mezcla sal con agua, cada uno de sus iones Na+ y Cl- es atraído y rodeado por moléculas de agua. Exactamente de esto se trata una disolución: que las moléculas o iones de un soluto sean atraídas y rodeadas por las moléculas de un solvente.

Cuando las moléculas de un solvente (por ejemplo agua) rodean a las moléculas o iones de un soluto (por ejemplo Cloruro de Sodio) se dice que ocurre la solvatación de las moléculas o iones del soluto. En el ejemplo anterior, las moléculas de agua solvatan a los iones Na+ y Cl-.

Cuando se disuelve un compuesto iónico (soluto) en un solvente polar, las moléculas polares del solvente ejercen una gran atracción sobre los iones con carga eléctrica. Dado que las fuerzas de atracción electrostática entre los iones del soluto y las moléculas del solvente son muy fuertes, los iones del soluto se separan, son rodeados por las moléculas de solvente y se dispersan en la solución, o dicho con otras palabras, se disuelven. Este tipo de interacciones intermoleculares entre moléculas de un solvente polar y iones de un soluto se denominan interacciones ion-dipolo. Se llaman así porque las fuerzas de atracción ocurren entre dipolos de moléculas polares y iones.

La mayoría de los compuestos iónicos son solubles en agua, aunque hay varias excepciones. Estas excepciones se dan cuando las fuerzas de atracción entre los iones de un compuesto iónico son demasiado altas y las fuerzas de atracción entre los iones y las moléculas de agua no son suficientes para separarlos. Ej: AgBr, AgCl2.

En química, la disolución de un compuesto iónico sólido en agua se representa de la siguiente manera.

Para el NaCl:
NaCl(s) → Na+(ac) + Cl-(ac)
donde NaCl(s) se refiere a Cloruro de Sodio en estado sólido, mientras que Na+(ac) + Cl-(ac) a iones Sodio y Cloro disueltos en agua

Como se forma la solucion de sal comun (Cloruro de Sodio - NaCl) en agua 
Cómo se forma la solución de sal común (Cloruro de Sodio - NaCl) en agua - Cliquear para ampliar la imagen y ver detalladamente el proceso de disolución de sal en agua a nivel molecular

Cómo se disuelven los compuestos covalentes polares

Cuando el soluto que se disuelve es un compuesto covalente polar, las moléculas de solvente rodean a las moléculas de soluto en las zonas en que estas útlimas presentan polaridad eléctrica.
 
Por ejemplo, el azúcar común está compuesto por moléculas de sacarosa C12H22O11 unidas entre sí por enlaces de hidrógeno H-O (también llamados puentes de hidrógeno).
 
Al igual que el agua, la molécula de sacarosa posee enlaces de Hidrógeno con Oxígeno (enlaces H-O) que presentan
polaridad eléctrica. En la sacarosa, las zonas cercanas a los átomos de Oxígeno tienen carga negativa y las zonas cercanas a los átomos de Hidrógeno tienen carga positiva. Debido a la polaridad eléctrica de estos dipolos H-O, las moléculas de sacarosa se atraen entre sí en interacciones dipolo-dipolo. Esto significa que las zonas de los átomos de Oxígeno (carga negativa) en una molécula de sacarosa atraen a las zonas de los átomos de Hidrógeno (carga positiva) de otra molécula de sacarosa. De esta manera, se mantienen unidas a través de puentes de hidrógeno que dan forma a cristales de azúcar sólidos.

La molécula de sacarosa tiene varios enlaces dipolo O-H. Por lo tanto, es una molécula polar que se disuelve fácilmente en agua. Sin embargo, a diferencia de los compuestos iónicos que se separan en iones individuales al disolverse en agua, las moléculas covalentes polares no se "desarman" en sus átomos constituyentes al ser disueltas. Por ejemplo, en el caso del azúcar, las moléculas de agua solvatan a las moléculas de sacarosa enteras y no a cada uno de sus átomos en forma individual. Esto es así porque las fuerzas de atracción entre moléculas polares de agua y sacarosa no son lo suficientemente fuertes como para "romper" a los enlaces que componen a la molécula de sacarosa. Aunque lo que sí ocurre es que se rompen los enlaces intermoleculares que mantienen juntas a las moléculas de sacarosa en un cristal de azúcar.

Para que se entienda mejor, cada cristal de azúcar es lo que a simple vista se ve como un grano de azúcar. Entonces, cada grano de azúcar es un gran conjunto de moléculas de sacarosa unidas a través de puentes de hidrógeno H-O.
 
Cuando se mezcla agua con azúcar, los enlaces covalentes polares H-O del agua forman puentes de hidrógeno con los enlaces covalentes polares H-O de la sacarosa. Como la fuerza de atracción intermolecular entre moléculas de agua y sacarosa es mayor a la fuerza de atracción entre moléculas de sacarosa, el cristal de azúcar se desarma y se disuelve en agua. Es decir, las moléculas de sacarosa son rodeadas por las de agua (se solvatan) y se dispersan por toda la solución.

Este mismo proceso sucede cuando cualquier tipo de molécula polar se disuelve en un solvente polar. Si las fuerzas de atracción soluto-solvente son mayores a las fuerzas de atracción soluto-soluto o solvente-solvente, la sustancia será soluble en dicho solvente. La solubilidad, entonces depende de la polaridad del soluto y del solvente. En este caso, las fuerzas de atracción entre moléculas de agua y sacarosa son mayores a las fuerzas de atracción entre moleculas de sacarosa que componen al cristal de azúcar.

Los aceites no son solubles en agua porque las moléculas de lípidos que los componen no son polares. Los lípidos tienen largas cadenas con numerosos enlaces de Carbono e Hidrógeno (C-H), cuyos átomos no presentan una gran diferencia de electronegatividad, lo cual significa que no poseen polaridad eléctrica. Entonces, no son atraídas por las moléculas de agua.

Como se disuelve el azucar en agua
Cómo se forma la solución de azúcar en agua - Cliquear para ampliar la imagen y ver detalladamente el proceso de disolución de azúcar en agua a nivel molecular

Cómo saber si una sustancia es soluble en otra

Una regla útil que se debe conocer es que las sustancias con polaridad eléctrica solamente se disuelven en solventes polares, mientras que los solutos no polares se disuelven únicamente en solventes no polares. Por ejemplo, los lípidos que forman aceites no tienen polaridad eléctrica, entonces no pueden interactuar con las moléculas de agua (que sí son polares), por eso no son solubles en agua. Sin embargo, los lípidos sí son solubles en solventes no polares. En síntesis la regla es: polares se disuelven en polares y no polares se disuelven en no polares.

Pero ¿cómo saber si una sustancia tiene polaridad eléctrica o no? Para ello hay que entender cuáles son los átomos que forman compuestos iónicos y cuáles forman compuestos covalentes.

Compuestos iónicos: Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es muy grande (mayor a 2) se forma un compuesto iónico. Generalmente, los compuestos iónicos son solubles en agua (salvo cuando las fuerzas de atracción entre los iones de un compuesto iónico son superiores a las fuerzas de atracción entre iones y moléculas de agua).

Los elementos químicos que forman compuestos iónicos son aquellos que tienen 1 electrón, 2 electrones y 3 electrones en su capa de valencia (dadores de electrones), y se enlazan con aquellos elementos que tienen 5, 6 y 7 electrones en su capa de valencia (receptores de electrones).

  • En la tabla periódica, los elementos del Grupo 1 poseen 1 electrón en su capa de valencia. Pueden entregar a ese único electrón de la capa de valencia y adquirir carga eléctrica positiva +1. Los elementos del Grupo 2 pueden entregar sus 2 electrones de la capa de valencia y adquirir carga eléctrica positiva +2.
     
  • En la tabla periódica, los elementos del Grupo 17 poseen 7 electrones en su capa de valencia y necesitan uno más para completarla. Pueden capturar 1 electrón y adquirir carga eléctrica negativa -1. Los elementos del Grupo 16 poseen 6 electrones en su capa de valencia, necesitan 2 más para completarla y al capturarlos adquieren carga eléctrica negativa -2.
     
  • Ejemplos del Grupo 1 son el Sodio (Na) y Potasio (K). Algunos de los elementos del Grupo 17 son: Cloro (Cl), Bromo (Br), Yodo (I).

Debido a la fuerte atracción electrostática entre ellos, los iones de compuestos iónicos se mantienen enlazados y forman cristales iónicos de una forma geométrica determinada. Un ejemplo es el cristal de Cloruro de Sodio (NaCl), en el que los iones Na+ y Cl- están fuertemente enlazados entre sí, dando forma a un cristal de forma cúbica.

La siguiente tabla indica qué tipo de compuestos iónicos son solubles en agua:

COMPUESTOS IÓNICOS SOLUBLES EXCEPCIONES
Compuestos de iones positivos Na+, K+, NH4+  
Cl- (Cloruros): La mayoría de los cloruros son solubles en agua. PbCl2 (ligeramente soluble)
Hg2Cl2; TlCly AgCl (insolubles en agua)
PbCl2 (soluble en agua caliente)
Br- (Bromuros): La mayoría de los bromuros son solubles en agua. AgBr, Hg2Br, PbBr2 (insolubles)
HgBr2 (ligeramente soluble)
I- (Yoduros): La mayoría de los yoduros son solubles en agua. AgI, PbI2, TlI, Hg2I2 (insolubles)
HgI2 (ligeramente soluble)
NO3- (Nitratos): Todos los nitratos son solubles en agua  
NO2- (Nitritos): La mayoría de los nitritos son solubles en agua AgNO2 (ligeramente soluble)
CH3COO- (Acetatos): La mayoría de los acetatos son solubles en agua AgCH3COO (ligeramente soluble)
SO42-(Sulfatos): La mayoría de los sulfatos son solubles en agua BaSO4, PbSO4, Hg2SO4, SrSO4 (insolubles)
CaSO4, Ag2SO4 (ligeramente solubles)
ClO3- (Cloratos), ClO4- (Percloratos), MnO4- (Permanganatos): Solubles en agua KClO4 (ligeramente soluble)

 
La siguiente tabla indica qué tipo de compuestos iónicos son insolubles en agua:

COMPUESTOS IÓNICOS INSOLUBLES EXCEPCIONES
S2- (Sulfuros): La mayoría de los sulfuros son insolubles en agua. (NH4)2S, Li2S, Na2S, K2S, Rb2S, MgS (solubles)
CaS, BaS, SrS (ligeramente solubles)
CO32- (Carbonatos): La mayoría de los carbonatos son insolubles en agua. Li2CO3, Na2CO3, K2CO3, Rb2CO3, (NH4)2CO3, MgCO3, CaCO3 (solubles)
SO32- (Sulfitos): La mayoría de los sulfitos son insolubles en agua. Li2SO3, Na2SO3, K2SO3, Rb2SO3, (NH4)2SO3 (solubles)
CrO42- (Cromatos): La mayoría de los cromatos son insolubles en agua. Li2CrO4, Na2CrO4, K2CrO4, Rb2CrO4, (NH4)2CrO4 (solubles)
PO43- (Fosfatos): La mayoría de los fosfatos son insolubles en agua. Li3PO4, Na3PO4, K3PO4, Rb3PO4, (NH4)3PO3 (solubles)
OH- (Hidróxidos): La mayoría de los hidróxidos son insolubles en agua LiOH, NaOH, KOH, RbOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2 (solubles)
Ca(OH)2 (ligeramente soluble)

 

Compuestos covalentes: cuando la diferencia de electronegatividad entre dos elementos que entran en contacto y forman compuestos es menor a 1,5 no entregan ni capturan electrones sino que los comparten y así llenan a sus capas de valencia.

Si los átomos que conforman al compuesto covalente tienen la misma electronegatividad o la diferencia de electronegatividad es muy pequeña (menor a 0,4) el compuesto que se forma es covalente no polar, por ende, al no tener polaridad eléctrica no puede disolverse en agua. Esto ocurre porque los electrones compartidos se encuentran en el centro del enlace entre ambos átomos, o sea, al no haber un átomo más electronegativo que el otro, no hay corrimiento de los electrones (carga negativa) hacia alguno de los átomos del enlace. Ejemplos de esto son: O2, Cl
2, Br2.

Si la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman al enlace es mayor a 0,4 se trata de un enlace covalente polar porque hay un corrimiento de los electrones compartidos hacia el átomo más electronegativo. Esto provoca que el átomo hacia el cual hay corrimiento de electrones compartidos se comporte como polo negativo y el otro como polo positivo. A esto se le llama dipolo eléctrico y, como ya se mencionó, se representa a través de una flecha que apunta hacia el polo negativo y cuya cola representa al polo positivo. Esta flecha es la magnitud del enlace polar o magnitud del dipolo eléctrico y se trata de una magnitud vectorial.


Determinar si una molécula covalente es polar, no depende solamente del valor de la diferencia de electronegatividad, sino también de la organización de los enlaces en la molécula, o sea de la forma geométrica de la molécula. En otras palabras, depende de los momentos dipolares de cada uno de los enlaces covalentes que la conforman:


En el CO2 (dióxido de carbono) hay dos enlaces dipolares C=O.
Cada uno de sus enlaces doble C=O tiene una diferencia de electronegatividad de 1 (3,5 del O - 2,5 del C = 1,0), lo suficiente como para considerarse polar. No obstante, el CO2 no presenta polaridad eléctrica y por ende no es soluble en agua. Lo que ocurre es que al ser más electronegativo el Oxígeno, hay un corrimiento de los electrones compartidos hacia el lado del O, lo que le confiere una polaridad más negativa. Esto genera repulsión entre los átomos de Oxígeno, ya que ambos son negativos (los polos iguales se repelen) y se posicionan en los extremos opuestos de la molécula. Los momentos dipolares (o sea la polaridad eléctrica) se dirigen hacia ambos extremos opuestos, desde el Carbono hacia a los átomos de Oxígeno. Entonces, como tienen un mismo valor, misma dirección, pero sentido contrario, las magnitudes de polaridad se cancelan y el valor neto de polaridad eléctrica del CO2 es nulo.

Para conocer la polaridad neta de una molécula formada por dos o más enlaces con dipolo eléctrico hay que sumar a los vectores que representan a cada momento dipolo de estos enlaces. La técnica matemática para sumar vectores es sencilla. Se debe tomar a cada uno de los vectores que participan de la operación en cuestión, y colocar el extremo de origen de cada uno (salvo el del primer vector de la suma) en la misma posición del extremo final del vector anterior. En otras palabras, hay que hacer coincidir el extremo de origen del segundo vector de la suma con el extremo final del primer vector, el extremo de origen del tercer vector con el extremo final del segundo vector, y así con los demás. Una vez colocados todos los vectores en sus posiciones de suma, se deben unir el extremo de origen del primer vector con el extremo final del último vector, y así el vector que se forme de esta unión, será el resultado de la suma vectorial.

Suma vectorial
Técnica utilizada para sumar vectores - Cliquear para ampliar la imagen

El agua (H2O) al igual que el dióxido de carbono (CO2) posee dos enlaces polares, sin embargo sus polaridades no se cancelan y la molécula es altamente polar. Esto ocurre porque los dos átomos de Hidrógeno no están posicionados en los extremos opuestos sino que los enlaces forman un ángulo de 104,45º entre sí.

Es a causa de su alta polaridad que el agua tiene la capacidad de disolver a tantas sustancias polares, lo que la convierte en una sustancia fundamental para la existencia de la vida, un fenómeno bioquímico que en realidad está basado en reacciones químicas que ocurren en disoluciones. Por lo tanto, si el agua no fuese polar, la vida no existiría, al menos no como se la conoce.
  

Fuerzas intermoleculares que permiten la formación de soluciones

Antes de analizar a las distintas fuerzas que intervienen en la formación de disoluciones, es necesario señalar la diferencia entre fuerzas intramoleculares y fuerzas intermoleculares.

Las fuerzas intramoleculares son aquellas que mantienen enlazados a los átomos o iones en moléculas (los iones son átomos que entregaron o capturaron electrones). En otras palabras, son la fuerzas interiores de las moléculas. Sin fuerzas intramoleculares no existirían las moléculas y todos los átomos del universo estarían separados individualmente. El prefijo intra significa interior, en este caso las fuerzas interiores de una molécula.

Las fuerzas intermoleculares son aquellas que mantienen enlazadas a las moléculas entre sí. Son precisamente las que permiten la formación de soluciones. Asimismo, son las fuerzas que permiten mantener a las moléculas de un mismo compuesto enlazadas o cercanas entre sí, dando como resultado que las sustancias puedan mantenerse en estado sólido o líquido. Si no fuera por las fuerzas intermoleculares entre moléculas, no existirían las disoluciones y todas las sustancias del universo estarían en estado gaseoso. El prefijo inter significa entre, en este caso las fuerzas entre las moléculas.

Las fuerzas intermoleculares que producen la atracción electrostática entre moléculas se denominan Fuerzas Van der Waals. Las fuerzas Van der Waals son:

  • Fuerzas ion-dipolo
  • Fuerzas dipolo-dipolo
  • Fuerzas de Puente de Hidrógeno (también llamadas Enlaces de Hidrógeno)
  • Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas Fuerzas de London)
  • Fuerzas dipolo temporal-dipolo inducido

Fuerzas ion-dipolo:

Como ya se explicó antes, los iones son átomos con un número desigual de protones y electrones debido a que cedieron 1, 2 ó 3 de sus electrones a otro átomo, o porque capturaron 1, 2 ó 3 electrones de otro átomo, para lograr que su capa de valencia (capa exterior de electrones) se complete. Esto hace que los iones adquieran carga eléctrica positiva (por tener menos electrones que protones) o negativa (por tener más electrones que protones). Cuando dos iones tienen carga eléctrica opuesta se atraen. Estos enlaces entre iones de carga eléctrica opuesta se denominan enlaces iónicos, son muy fuertes y forman compuestos iónicos.


Por otro lado, los dipolos son enlaces covalentes polares en los que dos átomos comparten pares de electrones para lograr que sus capas de valencia se completen, y en los que los electrones compartidos se encuentran corridos hacia el lado del átomo más electronegativo. Este corrimiento de electrones hace que el átomo más electronegativo del enlace se comporte como polo eléctrico negativo y el otro como polo eléctrico positivo. Esta polaridad que se genera en los enlaces covalentes se denomina dipolo.


Un ejemplo de fuerzas ion-dipolo es el de los iones Na+ y Cl- cuando interactúan con agua (H2O), un compuesto altamente polar formado por dos enlaces covalentes polares de tipo H-O. Cuando se mezcla un cristal de NaCl (sal común) con agua, la fuerte atracción ion-dipolo entre el ion Cl- (carga negativa) y los átomos de Hidrógeno (carga positiva) de los enlaces H-O del agua por un lado, y la fuerte atracción ion-dipolo entre el ion Na+ (carga positiva) y los átomos de Oxígeno (carga negativa) de los enlaces H-O del agua, provoca la separación del NaCl y que sus iones Na+ y Cl- queden rodeados por moléculas de agua. Este fenómeno en el que las moléculas de solvente rodean a los iones se llama solvatación. Esto es exactamente la disolución de un soluto de naturaleza iónica (como la sal común) en un solvente covalente polar (como el agua).

Fuerzas ion dipolo
Fuerzas ion-dipolo entre moléculas de agua (H2O) y los iones Na+ y Cl- que disuelven - Cliquear para ampliar la imagen


Fuerzas dipolo-dipolo:


Cuando dos moléculas covalentes polares se acercan entre sí, el átomo que actúa como polo positivo de una de estas moléculas atrae al átomo que actúa como polo negativo de la otra. La fuerza de atracción entre estos dos dipolos es mayor cuanto más grande es la polarización de las dos moléculas, es decir cuanto más grande es la diferencia de electronegatividad entre los átomos que componen a cada dipolo. Estas interacciones entre enlaces covalentes polares se denominan fuerzas dipolo-dipolo o interacciones dipolo-dipolo.


Un ejemplo de interacción dipolo-dipolo es el de las moléculas de Bromuro de Hidrógeno (HBr) en las que el átomo de Bromo es más electronegativo, por lo que se comporta como polo negativo del enlace H-Br, mientras que el átomo de Hidrógeno al ser menos electronegativo se comporta como polo positivo. De esta manera, el Bromo de una molécula atraerá al Hidrógeno de la otra.

Puentes de hidrógeno

Un caso especial de interacción dipolo-dipolo son los puentes de hidrógeno (también conocidos como enlaces de hidrógeno). Los enlaces covalentes polares en los que un átomo de Hidrógeno (H) comparte un par de electrones con un átomo de Flúor (F), Oxígeno (O), o Nitrógeno (N) presentan una alta polaridad eléctrica.

Esta alta polaridad se debe a:

  • La gran diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman a los enlaces F-H, O-H, N-H.
     
  • Con el Flúor (F), el Hidrógeno (H) forma moléculas HF en las que los electrones están muy corridos hacia el lado del F, lo que genera gran polaridad eléctrica.
     
  • Con el Oxígeno, el Hidrógeno forma moléculas de H2O (agua) con dos enlaces H-O. Debido a que el O tiene un par de electrones sin compartir, y los dos pares de electrones compartidos con los átomos de H están corridos hacia el lado del O, al acercarse al par de electrones sin compartir, se genera una repulsión que empuja a los enlaces O-H y hace que formen un ángulo de 104,45º entre sí, por lo que sus momentos polares se suman y resulta en una gran polaridad eléctrica para el H2O.
     
  • Con el Nitrógeno, el Hidrógeno forma moléculas de NH3 (amoníaco) con tres enlaces N-H. Debido a que el N tiene un par de electrones sin compartir, y los tres pares de electrones compartidos con los átomos de H están corridos hacia el lado del N, al acercarse al par de electrones sin compartir, se genera una repulsión que empuja a los enlaces N-H y hace que formen un ángulo de 107º entre sí, por lo que sus momentos polares se suman y resulta en una gran polaridad eléctrica para el NH3.

Debido a la gran polaridad que presentan los enlaces HF, OH y NH, así como las moléculas que forman (HF, H2O, NH3), pueden formar enlaces intermoleculares con otras moléculas que tienen estos enlaces. Además, los átomos de Flúor, Oxígeno y Nitrógeno tienen un radio muy pequeño y son capaces de acercarse mucho al núcleo de Hidrógeno de otras moléculas con enlaces de este tipo. De esta manera, se genera una gran atracción electrostática entre los átomos de Hidrógeno de una molécula (polo positivo) y los átomos de Oxígeno, Flúor o Nitrógeno (polo negativo) de otra molécula. Estos fuertes enlaces intermoleculares se denominan puentes de hidrógeno (o enlaces de hidrógeno).

Los fuertes puentes de hidrógeno son los que permiten disolver a sustancias polares con enlaces HF, OH o NH en agua. Por ejemplo, el azúcar común está formada por moléculas de sucrosa (C12H22O11), las cuales son polares porque tienen varios enlaces H-O. Por lo tanto, las moléculas de agua debido a su polaridad atraen a las moléculas de sucrosa y se forman enlaces de Hidrógeno entre los átomos H positivos del agua y los átomos O negativos de la sucrosa, así como entre los átomos O negativos del agua y los átomos H positivos de la sucrosa.


Las moléculas de sucrosa forman cristales de azúcar (que es como se la consume) a través de puentes de hidrógeno que los mantienen unidos. Sin embargo, como la polaridad del agua es mayor, los puentes de hidrógeno entre moléculas de sacarosa se rompen y son reemplazados por varios puentes de hidrógeno con moléculas de agua. Para decirlo con otras palabras, el agua solvata a la sacarosa, o sea que el azúcar queda disuelta en agua.


Se les dice puentes de hidrógeno, porque cada átomo H está enlazado covalentemente con el O de su propia molécula por un lado, y con el O de la molécula a la que se acerca, de esta manera el H queda entre los átomos de O de su molécula y de la otra, como si se tratara de un puente. Por ejemplo, cada molécula de agua puede formar 4 puentes de hidrógeno con otras moléculas de agua, lo que le confiere un alto punto de ebullición (100 ºC) por la gran cantidad de puentes o enlaces fuertes que hay que romper. Esto hace que las moléculas de agua no se muevan tanto, se mantengan cercanas entre sí, y por lo tanto en estado líquido. Si no fuese por esto, el agua no se mantendría en estado líquido a temperatura ambiente.


Profundizando aún más el análisis a la escala de los átomos, lo que genera la atracción eléctrostática entre moléculas polares es que al correrse los electrones compartidos hacia el lado de los átomos más electronegativos de los enlaces covalentes polares, los átomos menos electronegativos del enlace covalente polar se ven atraídos hacia los pares de electrones no compartidos de los átomos más electronegativos de la otra molécula y así quedar estabilizado. Por ejemplo, en el caso del agua, como los pares de electrones compartidos en los enlaces covalentes polares H-O se corren hacia el lado del Oxígeno, los átomos de Hidrógeno se acercan al par de electrones no compartidos del Oxígeno de otra molécula de agua, y así ver compensado este alejamiento del par de electrones de su propio enlace.

Como los átomos de F, O y N son muy pequeños, pueden acercarse mucho a los núcleos del H, haciendo que los enlaces de puente de hidrógeno sean muy fuertes y difíciles de romper. Esto se traduce en una gran solubilidad de sustancias como el HF o NH3 en agua, así como que los puntos de ebullición de estas soluciones en agua son muy altos.

Fuerzas dipolo temporal-dipolo inducido

Como ya se sabe, las sustancias polares solamente son solubles en otras sustancias polares y las sustancias no polares son solubles en otras sustancias no polares. De todo lo explicado hasta aquí puede resultar fácil entender que las sustancias polares puedan disolverse en otras sustancias polares por atracción electrostática. Sin embargo, pueden surgir dudas acerca de cómo logran disolverse sustancias no polares en otras sustancias no polares, o cómo pueden existir sustancias no polares en estado líquido a temperatura ambiente. La realidad es que en sustancias no polares también se generan temporalmente dipolos muy débiles que en circunstancias determinadas permiten la formación de disoluciones entre sustancias que no son polares.

Antes de continuar es necesario recordar cómo funcionan los estados de la materia, en otras palabras, qué es lo que hace que una sustancia se encuentre en estado gaseoso, líquido o sólido.

La energía puede manifestarse en distintas formas: energía térmica (calor), energía cinética (o sea energía de movimiento), energía electromagnética (la que genera atracción o repulsión entre cargas eléctricas), energía nuclear (la que mantiene unidos a los protones y neutrones en un núcleo atómico), etc. La energía puede transformarse de una forma de energía a otra. Por ejemplo, cuando se transfiere calor a una sustancia, esta energía térmica se transforma en energía cinética (energía de movimiento) y las moléculas de la sustancia se mueven a mayor velocidad.

En una sustancia en estado gaseoso, al disminuir la temperatura (o sea al disminuir la energía térmica disponible), se transforma una menor cantidad de energía térmica en energía cinética. Por lo tanto, disminuye la velocidad de movimiento de sus moléculas y éstas se acercan más unas a otras. Al moverse más lentamente y aproximarse unas a otras, las moléculas de la sustancia se atraen entre sí gracias a las fuerzas intermoleculares, se juntan y forman una gota líquida. Si la temperatura -o sea la energía térmica- continúa descendiendo, la velocidad de las moléculas disminuye aún más porque hay aún menos energía térmica que se transforma en energía cinética. Cuando la temperatura es suficientemente baja, las moléculas ya no tienen energía suficiente para moverse, se juntan todavía más y terminan formando un sólido.

Si las moléculas de una sustancia no presentan gran polaridad, incluso a bajas temperaturas en las que se mueven a menores velocidades y se acercan unas a otras, no se atraen entre sí y se encuentran en estado gaseoso. Es por eso que las sustancias altamente polares, a temperatura ambiente se mantienen en estado sólido (ej: compuestos iónicos como la sal) o líquido (ej: compuestos covalentes polares como el agua). Por el contrario, a temperatura ambiente, sustancias no polares como el dióxido de carbono (CO2) o el oxígeno (O2) se encuentran en estado gaseoso y pueden respirarse.

Como bien se sabe, en un átomo los electrones orbitan alrededor del núcleo. En un tiempo promedio, la distribución de los electrones alrededor del núcleo es simétrica. Sin embargo, de lo recién mencionado hay que recalcar que esta distribución simétrica de los electrones alrededor del núcleo ocurre en el promedio del tiempo. Como los electrones se mueven de forma continua y aleatoria, hay momentos en los que pueden haber más electrones de un lado del átomo, generándose así durante un breve instante un polo negativo temporal en el lado del átomo con mayor cantidad de electrones y un polo positivo temporal en el lado que tiene menos electrones. Esta asimetría temporal en la distribución de electrones alrededor del núcleo genera un dipolo eléctrico temporal dentro del átomo.

De esta manera, cuando el átomo con la distribución asimétrica momentánea de sus electrones se acerca a un segundo átomo, debido a la deficiencia de electrones que tiene de un lado (polo positivo), atraerá durante un instante a los electrones del segundo átomo para compensar esta deficiencia. Esto le inducirá una polaridad al segundo átomo, ya que ahora tendrá un corrimiento de sus electrones hacia el lado del primer átomo con deficiencia de electrones. Pero esto a su vez, hará que los electrones del lado opuesto del átomo inducido, se redistribuyan hacia el lado que compartió sus electrones, para compensar este corrimiento. Por lo tanto, el segundo átomo ahora habrá quedado polarizado momentáneamente, hasta que el primer átomo haya normalizado su distribución y todo vuelva a la normalidad para ambos átomos.


Cada tanto, estos pequeños dipolos temporales en varios átomos de una molécula se sincronizan, coinciden en un lado de la molécula y dan como resultado la formación de un dipolo temporal en la molécula. A su vez, esta molécula temporalmente polarizada experimentará atracción hacia otras moléculas que también se polarizaron temporalmente de la misma manera. Asimismo, así como sucedió entre los átomos de la primera molécula, esta polarización temporal de algunas moléculas inducirá la polarización de otras moléculas no polares. Este efecto en cadena de polarizaciones temporales permite la atracción entre moléculas y por ende la existencia de sustancias no polares en estado líquido y la disolución de sustancias no polares en otras sustancias no polares.


A estas fuerzas de atracción de dipolos temporales-dipolos inducidos también se las llama Fuerzas de London, en honor a su descubridor, Fritz London.


Sin embargo, es necesario señalar que como se trata de polarizaciones temporales que duran tiempos infinitesimales, las fuerzas dipolo temporal-dipolo inducido (o fuerzas de London) son muy débiles, de hecho son el tipo de fuerza intermolecular más débil. Entonces ¿qué es lo que permite que una solución entre sustancias no polares pueda mantenerse en el tiempo, o incluso que hayan sustancias no polares en estado líquido a temperatura ambiente?


La capacidad de polarización temporal de un átomo o una molécula por la distribución asimétrica momentánea de sus electrones o por haber sido inducido por otro átomo o molécula se denomina polarizabilidad. Para expresarlo en otras palabras, la polarizabilidad es la capacidad que tiene un átomo o molécula de generar fuerzas de London.


La polarizabilidad depende del número de electrones disponibles en los átomos que conforman a la molécula, y del tamaño de dichos átomos.


Cuanto más grande es un átomo y mayor cantidad de electrones tiene, mayor es su polarizabilidad, o sea su capacidad de formar dipolos temporales. Esto es así porque cuanto mayor es la cantidad de electrones disponibles, se incrementan las probabilidades de que en un momento determinado se ubiquen más electrones de un lado del átomo que del otro.


Asimismo, cuanto mayor es el radio (tamaño) de un átomo, las capas de electrones más externas se encuentran a mayor distancia del núcleo y por lo tanto la fuerza de atracción entre el núcleo y los electrones es más débil. Entonces, a causa de esto pueden distorsionarse más fácilmente por influencia de otro átomo temporalmente polarizado y formarse así un dipolo inducido.


Entonces, cuanto mayor es el número de electrones en los átomos que conforman una molécula polar, y cuanto mayor es el tamaño de dichos átomos, aumenta la polarizabilidad de la sustancia y la cantidad de fuerzas de London que se generan. Cuantos más dipolos temporales surgen en una sustancia, ésta se polariza con mayor intensidad, ya que si se multiplican por las trillones de moléculas que hay en unos pocos gramos de la sustancia y que también pueden experimentar dipolos temporales, se puede lograr cierta polaridad que se mantiene en el tiempo y así las sustancias no polares pueden lograr mantenerse en estado líquido o incluso formar disoluciones.


Cuantos más electrones hay en los átomos que componen a una molécula, más fuerzas de London se generan en la molécula. Cuantas más fuerzas de London se generan en una sustancia, las moléculas que la componen se atraen con mayor intensidad. En consecuencia, también aumenta su punto de ebullición, ya que se requiere más energía (o sea más calor) para superar a las fuerzas de atracción intermoleculares y pasarla a estado gaseoso.

Si se tienen las siguientes sustancias no polares ¿cuál de ellas tiene mayor punto de ebullición?

Flúor (F2), Cloro (Cl2), Bromo (Br2), Yodo (I2)

  • Cada molécula no polar de Flúor (F2) está compuesta por 2 átomos de Flúor (F). Cada átomo de F tiene 9 electrones, entonces cada molécula de F2 tiene 18 electrones: Punto de ebullición -188 ºC y a temperatura ambiente se encuentra en estado gaseoso.
     
  • Cada molécula no polar de Cloro (Cl2) está compuesta por 2 átomos de Cloro (Cl). Cada átomo de Cl tiene 17 electrones, entonces cada molécula de Cl2 tiene 34 electrones: Punto de ebullición -34 ºC y a temperatura ambiente se encuentra en estado gaseoso.
     
  • Cada molécula no polar de Bromo (Br2) está compuesta por 2 átomos de Bromo (Br). Cada átomo de Br tiene 35 electrones, entonces cada molécula de Br2 tiene 70 electrones: Punto de ebullición 59 ºC y a temperatura ambiente se encuentra en estado líquido.
     
  • Cada molécula no polar de Yodo (I2) está compuesta por 2 átomos de Yodo (I). Cada átomo de I tiene 53 electrones, entonces cada molécula de I2 tiene 106 electrones: Punto de ebullición 184 ºC y a temperatura ambiente se encuentra en estado sólido.

Como se puede notar, si bien las moléculas de Br2 y I2 no son polares debido a que la diferencia de electronegatividad entre ambos átomos que componen a cada una de estas moléculas es 0 (cero), gracias a la gran cantidad de electrones que poseen, experimentan el surgimiento de muchos dipolos temporales-dipolos inducidos, por lo que sus puntos de ebullición son altos y a temperatura ambiente se encuentran en estado líquido y sólido respectivamente. Así se puede decir que el Br2 y el I2 son altamente polarizables.
 
La configuración geométrica de las moléculas no polares también afecta a su polarizabilidad. Por ejemplo, el pentano (C5H12) y el neopentano (C5H12) tienen la misma cantidad de átomos de Carbono (C) e Hidrógeno (H), sin embargo su configuración geométrica es distinta. El pentano tiene forma longitudinal, mientras que el neopentano tiene forma ramificada. Debido a su configuración geométrica, el pentano posee una mayor superficie que el neopentano. Cuanto mayor es la superficie de una molécula, las probabilidades de polarizarse por influencia de otras moléculas polarizadas aumentan, ya que el área disponible para entrar en contacto con otras moléculas es mayor.

Los dipolos temporales en moléculas apolares tienen una existencia momentánea, y tanto su magnitud y dirección cambian constantemente. Sin embargo, si el número de electrones que tienen los átomos que conforman a la molécula es grande, las probabilidades de que las moléculas apolares estén polarizadas durante más tiempo (por cantidad de dipolos momentáneos que se forman) aumentan.

Todas las moléculas, tanto polares como no polares tienen fuerzas de London. Lo que ocurre es que las fuerzas de London son el tipo de fuerza intermolecular más débil y en las moléculas polares quedan opacadas por los otros tipos de fuerza de mayor intensidad (ion-dipolo, puentes de Hidrógeno, dipolo-dipolo). En cambio, en las moléculas no polares es el único tipo de fuerza intermolecular presente y dependen únicamente de ésta para lograr cierto grado de polarización (polarización que puede llegar a ser considerable si la cantidad de electrones presentes en cada molécula no polar es alta).
 

Cantidad de energía requerida para la formación de disoluciones

Antes de analizar este tema, es necesario explicar de forma sencilla y breve dos conceptos fundamentales:

  • Qué es la energía y cómo se mide
  • Cómo se mide la cantidad de átomos o moléculas que hay en la sustancia con la que se está trabajando.


Energía
 
La energía es la capacidad que posee la materia de producir trabajo, o sea algún tipo de acción, en forma de movimiento, calor, luz, electricidad, enlaces químicos, etc. Además, la energía se transforma de un tipo de energía a otro. Nunca se crea ni destruye. En realidad, la cantidad de energía que existe en el universo es invariable. Sencillamente, se va transformando de un tipo de energía a otro tipo de energía según van ocurriendo los fenómenos físicos.

En las disoluciones la energía se manifiesta en las siguientes formas:

  • Energía cinética: esta es la energía de movimiento de las moléculas de solvente y soluto.
  • Energía química: el tipo de energía que se manifiesta como atracción electrostática entre moléculas y iones.
  • Energía térmica: este tipo de energía se manifiesta como calor.

Las moléculas de una sustancia se mueven en todas las direcciones y a diferentes velocidades, por lo tanto tienen energía cinética (esto significa energía de movimiento). Cuanto más rápido se mueven, más energía cinética tienen. Cuando una sustancia está caliente, sus moléculas se mueven más rápido que cuando está fría. Cuando se enfría, sus moléculas van reduciendo su velocidad, y por lo tanto disminuye su energía cinética.

La temperatura es una forma de medir a la energía cinética que tienen las moléculas de una sustancia. Cuando aumenta la temperatura, la velocidad promedio de sus moléculas también aumenta. Por ejemplo, la temperatura del agua caliente es superior a la temperatura de un cubo de hielo porque las moléculas del agua caliente se mueven más rápidamente (o sea que tienen mayor energía cinética).

Por ejemplo, cuando se saca un cubo de hielo del refrigerador, si se lo deja a temperatura ambiente, se derrite. El aire en el ambiente se encuentra a mayor temperatura que el hielo, entonces las moléculas del aire tienen mayor energía cinética que las moléculas de agua en el cubo de hielo. Como las moléculas de aire colisionan contra las moléculas de agua en el cubo de hielo, les transfieren energía cinética. De esta manera, las moléculas de agua del cubo de hielo comienzan a moverse más rápidamente y su temperatura aumenta.

Cuando la temperatura de una sustancia aumenta, la energía cinética promedio de sus moléculas aumenta. Cuando la energía cinética promedio de las moléculas de una sustancia aumenta, su energía térmica aumenta. Por lo tanto, esto significa que cuando se le transfiere energía térmica a una sustancia, dicha energía térmica se transforma en energía cinética de las moléculas de las sustancia, y se mide a través de su temperatura, que es una forma de medir a la cantidad de energía. Es por eso, que cuando se calienta una sustancia, sus moléculas se mueven más rápidamente y pasa de estado sólido a líquido, y si se le transfiere más energía térmica (o sea calor) pasará de estado líquido a gaseoso, en el que las moléculas se mueven a gran velocidad y todas las direcciones. En resumen, la energía térmica es calor.

El calor es energía térmica que siempre fluye de algo que se encuentra a mayor temperatura hacia algo que se encuentra a menor temperatura. Por ejemplo, si se coloca un cubo de hielo en agua líquida, se suele pensar que el hielo enfría al agua líquida, sin embargo, lo que ocurre en realidad es que el agua líquida transfiere energía térmica al hielo. Esta transferencia de energía térmica del agua líquida al hielo, reduce la temperatura del agua líquida e incrementa a la temperatura del hielo. Incluso luego de haberse derretido el hielo, esta transferencia de energía térmica continúa hacia el agua más fría hasta que toda el agua se encuentre a la misma temperatura. Entonces, el calor siempre fluye de sustancias más calientes a más frías, y esta transferencia sucede hasta que se equilibra la temperatura en ambas, o sea hasta que ambas tienen la misma temperatura.

La energía térmica (calor), no solo se transforma en energía cinética de las moléculas de una sustancia y aumenta su velocidad de movimiento, sino que también, parte de esa enegía térmica rompe a los enlaces intermoleculares de una sustancia antes de que comiencen a moverse más rápido. Por ejemplo, los enlaces intermoleculares entre moléculas de agua (puentes de hidrógeno) dificultan el movimiento de las moléculas de agua. Si estos enlaces se rompen, las moléculas pueden moverse libremente, en otras palabras, el agua pasa a estado gaseoso.

Cuando el enlace entre dos moléculas -o entre un ion y una molécula- se rompe, estas partículas tienen la capacidad o potencial de volver a enlazarse o de enlazarse con otras partículas. A esto se le llama energía química, y se trata de una especie de energía potencial en la que una partícula tiene la capacidad de unirse con otra. Por ejemplo, cuando dos moléculas están enlazadas, su capacidad de unirse con otras es baja, pero si se les transfiere energía térmica y su enlace se rompe, esta energía térmica se transforma en energía química, es decir, en capacidad de enlazarse con otras moléculas o iones. Cuanto más fuerte es el enlace que mantiene vinculadas a dos moléculas, menor es su energía química, es decir, menor es su capacidad de interactuar con otras moléculas. Cuanto más débil es un enlace que mantiene vinculadas a dos moléculas, mayor es su energía química, o sea, mayor es su capacidad de interactuar con otras moléculas.

La energía térmica de una sustancia es la suma de la energía cinética y la energía química de sus partículas.

La unidad de medida utilizada para medir la cantidad de energía es el Joule (también llamado Julio). Al trabajar con disoluciones se usan los Kilojoules (o Kilojulios), donde el prefijo kilo indica mil (1000), entonces, 1 Kilojoule equivale a 1000 Joules.

 
Cómo se mide la cantidad de átomos o moléculas que hay en la sustancia

Dado que medir una por una a la cantidad de moléculas con las que se trabaja es muy difícil debido a su enorme cantidad y su diminuto tamaño, se ha desarrollado una unidad especial que permite medir el número de moléculas o átomos que tiene una sustancia, el mol. Cada elemento químico tiene un valor determinado de masa atómica. Cada mol equivale al número de átomos que hay en una cantidad de gramos igual a la masa atómica del elemento con el que se trabaja. Esa cantidad de átomos es siempre la misma: 6,022 × 1023 (aproximadamente 602 mil trillones de átomos).

  • El Hidrógeno tiene masa atómica de aproximadamente 1 (1,008). Entonces, en aproximadamente 1 gramo de Hidrógeno hay 6,022 x 1023 átomos. Esto es 1 mol de Hidrógeno.
  • El Helio tiene masa atómica de aproximadamente 4 (4,003). Entonces, en aproximadamente 4 gramos de Helio hay 6,022 x 1023 átomos. Esto es 1 mol de Helio.
  • El Carbono tiene masa atómica de aproximadamente 12 (12,01). Entonces, en aproximadamente 12 gramos de Carbono hay 6,022 x 1023 átomos. Esto es 1 mol de Carbono.

Así como se puede saber la cantidad de átomos que hay en una sustancia, los moles también sirven para conocer al número de moléculas presentes.

Por ejemplo, si una molécula de agua está compuesta por 2 átomos de Hidrógeno (H) y 1 átomo de Oxígeno (O), entonces 2 moles de Hidrógeno y 1 mol de Oxígeno forman 1 mol de agua.

Si 1 mol de Hidrógeno = 1,008 gramos (1,008 g x 2 moles = 2,016 gramos)
Si 1 mol de Oxígeno = 16 gramos (16 g x 1 mol = 16 gramos)

Entonces, 1 mol de agua equivale a 18,008 gramos (18 gramos para redondear). En consecuencia, en 18 gramos de agua hay 6,022 x 1023 moléculas de agua.

La masa en gramos de 1 mol de cada elemento químico se puede encontrar en la
tabla periódica de elementos. Para conocer la masa molecular de 1 mol de cualquier molécula hay que sumar la masa atómica de cada átomo que la compone.

Ahora sí se puede analizar que ocurre con la energía al formarse las soluciones.
 
Análisis del proceso energético a nivel molecular cuando se forman disoluciones
 
Las magnitudes de las fuerzas de los enlaces intramoleculares e intermoleculares se miden en Kilojoules por mol de sustancia.

En la siguiente tabla se indica el orden de intensidad de las fuerzas intramoleculares e intermoleculares de mayor a menor:

TIPO DE FUERZA
DESCRIPCIÓN RANGO DE ENERGÍA (kJ/mol de sustancia) EJEMPLOS
Enlaces ion-ion Enlaces intramoleculares iónicos Aprox. 400-6000 kJ/mol NaCl, KCl
Enlaces covalentes Enlaces intramoleculares de electrones compartidos entre dos átomos Aprox. 150-1100 kJ/mol Cl2, H2O, CH4, HCl, NH3
Ion-dipolo Interacción intermolecular entre un ion y un enlace covalente polar Aprox. 40-600 kJ/mol Na+----H2O
Puentes de Hidrógeno Interacción intermoleculares entre el Hidrógeno de una molécula y el O, N o F de otra. Aprox. 20-40 kJ/mol H2O----H2O
H2O----CH3OH
H2O----C12H22O11
H2O----NH3
Dipolo-dipolo Interacción intermolecular entre dos moléculas covalentes polares Aprox. 5-25 kJ/mol HCl----HCl
Ion-dipolo inducido Interacción intermolecular en la que un ion induce la polarización de un no polar Aprox. 3-15 kJ/mol Fe2+----O2
Dipolo-dipolo inducido Interacción intermolecular en la que una molécula polar induce la polarización de un no polar Aprox. 2-10 kJ/mol HCl----Cl2
Fuerzas de London Interacción intermolecular en la que un dipolo temporal induce un dipolo en otra molécula no polar Aprox. 0,05-40 kJ/mol (se forman enlaces intermoleculares fuertes solo cuando la cantidad de dipolos temporales-dipolos inducidos son muchos.
 
C6H14----C6H14

 
Como se puede notar, las fuerzas intramoleculares entre átomos de una molécula, son mucho más fuertes que las fuerzas intermoleculares entre moléculas. Ej: romper un enlace covalente O-H (intramolecular) requiere 467 Kilojoules/mol, mientras que romper enlaces de puente de Hidrógeno (intermoleculares) en el agua requiere aproximadamente 20 Kilojoules/mol, entonces, como cada molécula de agua tiene dos átomos de Hidrógeno, se necesitan alrededor de 40 Kilojoules/mol para evaporar al agua.

La intensidad de las fuerzas intermoleculares disminuye con el aumento de la distancia entre las moléculas. Propiedades como el punto de ebullición (temperatura a la que una sustancia pasa de estado líquido a gaseoso) y punto de fusión (temperatura a la que una sustancia pasa de estado sólido a líquido) revelan el nivel de intensidad de las fuerzas intermoleculares de una sustancia.

Durante la disolución de solutos en solventes, siempre hay un intercambio de energía con el medio circundante. Algunos procesos de disolución emiten energía hacia el medio circundante en forma de calor (energía térmica) y se los califica como exotérmicos (este término es una conjunción de la palabra éxo, que en griego significa afuera; y térmico, lo cual se refiere a calor). Otros procesos de disolución absorben energía del medio circundante y lo enfrían. A estos últimos se los califica como endotérmicos (endos en griego significa dentro). Para explicarlo de otra manera, cuando el flujo neto de energía durante la disolución de un soluto en un solvente es de adentro hacia afuera de la solución, el proceso es exotérmico y se emite calor al medio circundante, mientras que cuando el flujo neto de energía es de afuera hacia el interior de la solución, el proceso es endotérmico y se absorbe calor del medio circundante (o sea que este último se enfría).

Cuando se disuelve un soluto en un solvente el proceso energético consiste en tres etapas:

  1. Las partículas de solvente enlazadas entre sí deben separarse para hacer lugar a las partículas de soluto que rodearán. Esto requiere la absorción de energía para romper a los enlaces entre moléculas de solvente. Esta etapa es endotérmica.
     
  2. Las partículas de soluto enlazadas entre sí deben separarse para hacer lugar a las moléculas de solvente que las rodearán. Esto también requiere la absorción de energía para romper a los enlaces entre moléculas de soluto. Esta etapa es endotérmica.
     
  3. Cuando las partículas de soluto son atraídas hacia las moléculas de solvente, esta atracción forma enlaces y el acercamiento entre partículas de soluto y solvente (solvatación). Esta etapa del proceso de formación de una disolución libera energía, entonces es exotérmica.

Este flujo de energía térmica (absorbida del entorno o emitida hacia el entorno de una solución) durante la formación de una solución se denomina cambio de entalpía y se simboliza ΔH (donde la letra griega Δ "delta" indica cambio y H indica entalpía). El cambio de entalpía puede ser exotérmico o endotérmico, y varía según el tipo de soluto y solvente que conforman a la solución. El término entalpía es una conjunción de las palabras griegas en (que significa en) y thalpo (que significa agregar calor), por lo que vendría a significar agregar calor en.

El cambio de entalpía en una disolución es igual a la suma del cambio de entalpía durante la separación de las partículas de soluto-soluto (ΔH1), más el cambio de entalpía durante la separación de partículas de solvente-solvente (ΔH2), más el cambio de entalpía durante la solvatación de las partículas de soluto por parte de las moléculas de solvente (ΔH3).

ΔHsolución = (ΔH1 + ΔH2) - ΔH3
(donde ΔH1 y ΔH2 son siempre endotérmicas y ΔH3 exotérmica)

En la ecuación anterior, ΔH3 se resta porque es exotérmica (energía que se libera). Otra forma de escribir la ecuación anterior sería:

ΔHsolución = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 (donde ΔH3 es un valor negativo por ser exotérmica)
lo que es igua a:
ΔHsolución = ΔH1 + ΔH2 + (-ΔH3)

Si la cantidad de calor (energía térmica) que se absorbe del entorno para separar a las partículas de soluto-soluto y solvente-solvente es mayor a la cantidad de calor que se libera al formarse los enlaces entre partículas de soluto y solvente (solvatación), el flujo neto de energía térmica es endotérmico:

Si ΔH1 + ΔH2 > ΔH3 entonces ΔHsolución es endotérmico (se absorbe calor del entorno)

Si la cantidad de calor que se absorbe del entorno para separar a las partículas de soluto-soluto y solvente-solvente es menor a la cantidad de calor que se libera al formarse los enlaces entre partículas de soluto y solvente (solvatación), el flujo neto de energía térmica es exotérmico:

Si ΔH1 + ΔH2 < ΔH3 entonces ΔHsolución es exotérmico (se emite calor hacia el entorno)

 
Para entender mejor este concepto, a continuación se brindan ejemplos:

 
Cuando se disuelve sal común (NaCl) en agua (H2O), el proceso de solvatación de los iones Na+ y Cl- en las moléculas de agua demanda una determinada cantidad de energía. Entonces, el cristal de sal absorbe energía térmica (calor) del entorno (empezando por la propia agua circundante). Esta energía térmica rompe a los fuertes enlaces iónicos entre los iones Na+ y Cl- que se mantienen juntos entre sí debido a sus cargas eléctrostáticas opuestas. Paralelamente, las moléculas de agua también absorben energía térmica del entorno para romper los puentes de hidrógeno que los mantienen juntos. De esta manera, toda la energía térmica que ingresa a las partículas mencionadas para romper sus enlaces, se transforma en energía química, es decir energía potencial que les da capacidad de interactuar a los iones con las moléculas de agua. Esta atracción los acerca entre sí y se forman enlaces ion-dipolo entre las moléculas de agua y los iones. Cuando ocurre esto, gran parte de la energía química se transforma en energía térmica que se libera en el entorno. Como los enlaces entre los iones y el agua son un poco más débiles que los enlaces ion-ion entre Na+ y Cl-, la cantidad de calor que se libera es levemente inferior a la cantidad de energía absorbida para romper a los enlaces iónicos de la sal. Por lo tanto, el flujo neto de energía es endotérmico.

Para romper enlaces de NaCl cuando se disuelve la sal en agua, se absorben 779 kJ/mol de energía del entorno. En el caso de las moléculas de agua, la cantidad de energía térmica que se absorbe para romper los puentes de hidrógeno que las mantienen unidas es de aproximadamente 41 kJ/mol. Dado que el solvente de estos ejemplos es siempre agua, para simplificar, tanto en este ejemplo como en los siguientes, ΔH2 y ΔH3 se combinan como ΔHsolvatación = (ΔH2 + ΔH3). En el caso de la solvatación de sal común en agua, ΔHsolvatación = 775 kJ/mol.

ΔH = ΔH1 - ΔHsolvatación
ΔH = 779 kJ/mol - 775 kJ/mol = 4 kJ/mol

Entonces, cuando se disuelve sal común en agua, el flujo de calor es levemente endotérmico (4 kJ/mol), o sea que se absorbe un poco de calor del entorno.

Quizás los valores en Kilojoules sean más difíciles de interpretar, por eso, a continuación se hará la comparación con el cambio de temperatura en grados Celsius (ºC) que ocurre cuando se disuelve una cantidad específica de sal común en agua. Para realizar esa comparación es necesario conocer el concepto de calor específico.

El calor específico es la cantidad de energía que se requiere para subir la temperatura de 1 kg sustancia en 1 ºC. Cada sustancia tiene su propio calor específico. El agua tiene un calor específico de 4,18 kJ/kg. Esto significa que para aumentar 1 ºC la temperatura de 1 kg de agua se necesitan 4,18 kJ de energía.

La fórmula del calor específico es:

q = m · C · ΔT

Donde q es la cantidad de energía necesaria en Kilojoules (kJ), m la masa en kilogramos (kg) de la sustancia que se calienta, C el calor específico de la sustancia y ΔT el cambio de temperatura en grados Celsius (ºC) de la sustancia.

Por ejemplo, si se quiere averiguar cuánta energía se necesita para calentar 500 gramos de agua de 20º a 80º Celsius se aplica la fórmula recién explicada.

Dado que el calor específico del agua es 4,18 kJ para calentar 1 kg de agua en 1 ºC:

q = 0,5 kg de agua · 4,18 · (80 - 20 ºC)
0,5 · 4,18 · 60 =
125,4 kJ

Entonces, se necesitan 125,4 kJ de energía para calentar 500 gramos de agua de 20º a 80º Celsius.

Ahora que se entiende el concepto de calor específico, se pueden analizar algunos ejemplos prácticos acerca del flujo de energía térmica (entalpía) en soluciones.

Ejemplo 1:

Ya se mencionó que las soluciones de sal común (NaCl) en agua son levemente endotérmicas. Para comprobarlo en la práctica se disuelve 1 mol de NaCl en 300 mg (miligramos) de agua. Inicialmente el agua se encuentra a 22 ºC ¿Cuántos grados Celsius baja la temperatura del agua luego de disolver a la sal?

En la tabla periódica de elementos químicos se puede averiguar que 1 mol de NaCl son 58,44 g (la suma de 22,99 g de Na y 35,45 g de Cl).
Como dato interesante, vale recordar que 1 mol de NaCl equivalen a 6,022 × 1023 moléculas de NaCl (en realidad 1 mol de cualquier sustancia equivale a esa misma cantidad de moléculas).

Entonces, ahora se sabe que hay que disolver 58,44 gramos de sal en 300 mg de agua y que la temperatura inicial del agua es 22 ºC. Asimismo, se conoce que la disolución de 1 mol de sal común (58,44 g) en agua absorbe 4 kJ de energía térmica (calor).

De la fórmula de calor específico:

q = m · C · ΔT
4 kJ = 0,3 kg de agua · 4,18 · ΔT
4 kJ / (0,3 · 4,18) = ΔT = 3,19 ºC

Por lo tanto, al disolver 58,44 gramos de sal en 300 mg de agua que se encuentra a 22 ºC, la temperatura del agua baja a 18,81 ºC (o sea que baja 3,19 ºC). Se trata de un proceso endotérmico.

 
Ejemplo 2:

Se agrega 1,01 gramos de Bromuro de Litio (LiBr) en 12,21 gramos de agua a 20,1 ºC. Luego de disolverse el LiBr, la temperatura de la mezcla aumenta a 31,3 ºC; por ende se trata de un proceso exotermico (se libera calor).

a) Calcular la cantidad de energía térmica que se libera en Joules.

b) A partir del resultado, encontrar el valor de entalpía (ΔH) del LiBr en kJ/mol.

c) Por último, calcular el flujo de calor al solvatarse los iones Li+ y Br- por moléculas de agua (ΔHsolvatación del LiBr).


Respuesta:

a) Como se libera calor y el agua se calienta, esto significa que cuando los iones Li+ y Br- son solvatados por moléculas de agua, se libera más energía térmica de la que se absorbe para romper los enlaces iónicos en el cristal de LiBr. La energía liberada calienta al agua.


Para encontrar la cantidad de energía que se libera a partir del aumento de temperatura registrado, se debe utilizar la fórmula de calor específico, donde m = 12,21 g de agua, Tinicial = 20,1 ºC; Tfinal = 31,3 ºCelsius; C = 4,18 Joules para aumentar en 1ºC  cada gramo de sustancia.
 

q = m · C · ΔT
q = 12,21 g · 4,18 J/g°C · (31,3 - 20,1 ºC)
q = 12,21 · 4,18 · 11,2 = 572 Joules

Entonces, cuando se disuelven 1,01 g de LiBr en 12,21 g de agua, se liberan 572 J de energía térmica. Como se trata de un proceso exotérmico (se libera energía), ΔH se escribe como valor negativo: -572 Joules.

b) Del resultado anterior, se encontró que el cambio de entalpía ΔH registrado es -572 J. Buscando en la tabla periódica de elementos se encuentra que 1 mol de LiBr son 86,84 gramos (suma de 6,94 g de Li y 79,90 g de Br).

Si 1 mol de LiBr = 86,84 gramos y se tienen 1,01 gramos de LiBr:

(1 mol / 86,84 g) = (x moles / 1,01 g)
(1 mol / 86,84 g) · 1,01 g = x moles
1,01 / 86,84 =
0,01163 moles

Si la disolución de 0,01163 moles de LiBr en 12,21 gramos de agua liberan -572 J de energía térmica.

-572 J / 0,01163 moles = -49183 J/mol
si se lo pasa a Kilojoules:
-49183 J/mol =
-49,18 kJ/mol

En consecuencia, el cambio de entalpía ΔH neto al disolverse LiBr en agua es -49,18 kJ por mol de LiBr.

c) Si se busca en tablas disponibles en diversas publicaciones en línea o en libros, se encuentra que la cantidad de energía requerida para romper enlaces iónicos en cristales de LiBr es de 807 kJ/mol. Como ahora se sabe que la cantidad de energía que se libera por mol de LiBr disuelto es -49,18 kJ/mol:

De la fórmula:
ΔH = ΔH1 - ΔHsolvatación
-49,18 kJ/mol = 807 kJ/mol - (ΔHsolvatación)
-49,18 kJ/mol - 807 kJ/mol =
-856,18 kJ/mol

Del cálculo anterior se concluye que la cantidad de energía que se libera por mol de LiBr solvatado es -856,18 kJ/mol.

Entonces, la energía requerida para romper todos los enlaces iónicos de 1 mol de LiBr es 807 kJ/mol (proceso endotérmico), la energía requerida para solvatar en agua 1 mol de LiBr es -856,18 kJ/mol (exotérmico). Por lo tanto, el flujo de energía neto al disolver 1 mol de LiBr en agua es -49,18 kJ/mol (proceso exotérmico).

Energía reticular y energía de solvatación para distintos compuestos iónicos expresadas en kJ/mol
Compuesto Energía reticular Energía de solvatación
NaCl 779 775
KCl 701 685
LiF 1032 1005
NaOH 737 779
AgCl 916 851
SrCl2 2110 2161
PbF 776 792
KI 632 617
LiBr 807 856

 

Por qué se saturan las soluciones

Todo solvente tiene un límite en la cantidad de soluto que puede disolver. Esto es así porque en realidad, cuando se disuelve un sólido en un líquido, sus partículas se separan de la superficie del sólido (por ejemplo un cristal de NaCl) y simultáneamente muchas de estas partículas vuelven a juntarse en su formato sólido.

Por ejemplo, cuando se mezcla cloruro de sodio (NaCl) en agua, los iones Na+ y Cl- se separan de los cristales de sal por su atracción con las moléculas de agua. Muchos de estos iones son atraídos y recapturados nuevamente por los iones que aún se encuentran en el cristal de sal. Como los movimientos que ocurren a nivel molecular durante el proceso de disolución son muy caóticos, algunos iones quedan escudados por moléculas de agua que pasan por el espacio entre los iones y el cristal iónico, por lo que se interponen y bloquean momentáneamente a la atracción de las cargas opuestas del cristal.


Una vez que un ion es rodeado por moléculas de agua (se solvata) queda estabilizado por la atracción electrostática entre su carga y la carga de los polos opuestos de las moléculas de agua que los rodean. Los iones Na+ son rodeados por los polos negativos de las moléculas de agua (Oxígeno), mientras que los iones Cl- son rodeados por los polos positivos de las moléculas de agua (Hidrógeno).


Cuando los iones se disuelven, dichos iones solvatados por moléculas de agua, se mueven por toda la solución al igual que cualquier otra partícula del líquido. Cada tanto, puede que colisionen contra la superficie de lo que queda del cristal sólido. Si esto ocurre, puede que sean recapturados por los iones que aún quedan en el cristal. Cuando la concentración de soluto presente es pequeña, la tasa en la que las partículas de soluto (en este ejemplo iones Na+ y Cl-) se solvatan es mayor a la tasa en la que son recapturadas por los iones que aún se encuentran en los cristales en estado sólido. Sin embargo, si la concentración de soluto disuelto es mayor, el número de cristales en estado sólido presentes es más grande, por lo cual las probabilidades de que los iones solvatados colisionen contra la superficie de los cristales aún no disueltos y sean recapturados por sus iones aumentan. Estas probabilidades de ser recapturados por los cristales sólidos aún no disueltos aumentan cuando su número es alto, es decir, cuando la concentración de soluto por litro de solvente es mayor. Esto provoca que la tasa de recaptura de iones por segundo aumente.


Entonces, cuantas más partículas de soluto por litro de solución hay, más son las colisiones entre iones solvatados y cristales sólidos no disueltos que ocurren. Una mayor tasa de colisiones contra cristales sólidos incrementa a la tasa de recaptura de los iones solvatados.


Cuando recién se agrega un sólido en un líquido, hay más partículas que abandonan al cristal, se solvatan y dispersan que las partículas que son recapturadas por los iones o moléculas que aún se encuentran en estado sólido. Mientras la tasa de separación y solvatación de las partículas es mayor a la tasa de recaptura, el proceso de disolución continúa y la sustancia se disuelve toda.


La tasa neta de disolución de las partículas es igual al número de partículas que pasan de sólido a disuelto por segundo menos el número de partículas que pasan de disuelto a sólido por segundo. Esta tasa neta de disolución depende de tres factores:

  1. Tamaño de la superficie del cristal de soluto.
  2. Cuánto se revuelve la mezcla.
  3. Temperatura.

1. El tamaño de la superficie del cristal afecta a la tasa de disolución del soluto porque únicamente las partículas que se encuentran en la superficie del cristal tienen la posibilidad de ser atraídas por las moléculas polares de solvente y de separarse para ser solvatadas. Por ejemplo, en un cristal cúbico de NaCl, los iones que se encuentran en el centro del cristal no pueden disolverse hasta que los iones que se encuentran entre estos y la superficie se hayan separado.

Por ejemplo, si un cubo de azúcar formado por moléculas de sacarosa se corta a la mitad, y las dos mitades se separan, quedan expuestas dos nuevas superficies. Algunas moléculas de sacarosa que estaban en el centro del cubo y no podían escapar, ahora que se encuentran en la superficie expuestas a la atracción electrostática de moléculas polares de solvente, pueden escaparse y disolverse. Entonces, cuanto más se divide un cristal, mayor es la superficie de moléculas expuestas. Entonces, cortar un cubo de azúcar incrementa a su tasa de disolución. Es por esto que muchos cocineros que quieren disolver azúcar, pero no quieren esperar mucho tiempo, agregan azúcar pulverizado o molido, porque se disuelve mucho más rápido que el azúcar granulado o los cubos de azúcar. El azúcar pulverizado, al tener cristales mucho más fragmentados, tiene una mayor superficie de moléculas de sacarosa expuestos.

2. Durante el proceso de disolución, cerca del cristal sólido, en la zona donde las partículas se separan de la superficie del cristal y se disuelven, la concentración de partículas de soluto solvatadas es mayor que en zonas más remotas del líquido. Como ya se mencionó antes, una mayor concentración de soluto aumenta las probabilidades de que sus partículas sean recapturadas, por lo que aumenta la tasa de recaptura de partículas de soluto por parte del cristal. De esta manera, disminuye la tasa de disolución neta. Sin embargo, si se revuelve o agita la mezcla, las partículas de soluto que se encuentran cerca del sólido son llevada o arrastradas a otras partes del líquido. De esta manera, la concentración de partículas ya disueltas en la zona cercana al cristal sólido disminuye. Esto baja las probabilidades de que sean recapturadas y aumenta la tasa neta de disolución. Es por esto que al revolver un café el azúcar se disuelve más rápidamente.

3. Al aumentar la temperatura, se incrementa la velocidad promedio de las partículas de soluto y solvente. Cuanto más rápido se mueven las partículas en el sólido, más fácilmente pueden escapar de éste y disolverse. Esto aumenta la tasa de disolución de partículas de soluto. Asimismo, como al haber mayor temperatura las partículas se mueven a mayor velocidad, pueden escapar más rápidamente de la zona cercana a la superficie del cristal sólido, lo que reduce la concentración de partículas solvatadas en la zona cercana al cristal. Esto disminuye a la tasa de recaptura de partículas solvatadas y aumenta a la tasa neta de disolución. Esto explica la razón por la que el azúcar se disuelve más rápidamente en un té caliente que en un té frío.

Soluciones saturadas: Si se sigue agregando azúcar a un recipiente de agua, en algún momento se llega a un punto en el que no puede disolverse más. Si aún así se añade más, se acumula azúcar en estado sólido en el fondo del recipiente. Esto significa que se alcanzó el límite de solubilidad del azúcar en agua. Lo que ocurre a nivel molecular es lo siguiente:

Si la temperatura, el tamaño de los cristales, y el nivel de agitación se mantienen constantes, la cantidad de partículas que se disuelven por segundo se mantiene muy cerca de ser constante. Mientras tanto, la cantidad de partículas que son recapturadas por segundo depende de la concentración de soluto en la solución.

Siempre que la tasa de disolución de partículas que se desprenden del cristal sólido sea mayor a la tasa de recaptura de partículas por parte de los iones o moléculas de carga opuesta que aún se encuentran en el cristal, la tasa neta de disolución sigue siendo positiva y la sustancia se disuelve. Sin embargo, cuanto mayor es la concentración de soluto disuelto, la tasa de recaptura de partículas también aumenta.

A una determinada cantidad límite de soluto, la tasa de recaptura se vuelve igual a la tasa de disolución y se alcanza un equilibrio. Si la concentración de soluto es inferior a este límite, logrará disolverse por completo antes de alcanzar al punto de equilibrio.

En el punto límite, por haber una gran cantidad de soluto, las probabilidades de que una partícula sea recapturada por algún cristal se incrementan. Por cada partícula que se separa del cristal sólido y se disuelve, otra partícula que ya estaba disuelta es atraída por otro cristal sólido. En consecuencia, hay una misma tasa de disolución que de recaptura, por lo que a partir de ese punto no hay un cambio neto en la cantidad de sólido sin disolver y en la cantidad de partículas disueltas. A este punto se lo llama límite de solubilidad.

Si una solución alcanza a ese punto de solubilidad, se dice que está saturada. Si se sigue añadiendo soluto a la mezcla, la tasa de recaptura pasa a ser superior a la tasa de disolución, y lo agregado no se puede disolver. Entonces se dice que la solución está sobresaturada.

Por el contrario, si la concentración de soluto se mantiene por debajo del punto límite de solubilidad (punto de saturación), se dice que está insaturada o diluida y puede disolverse por completo.

La siguiente tabla indica cuál es el nivel de solubilidad de distintas sustancias a temperatura ambiente. Por ejemplo, un recipiente con 100 mililitros de agua puede disolver hasta 200 gramos de azúcar o 36 gramos de sal común. Si se mezcla una mayor cantidad, la mezcla se satura.

Sustancia Nivel de solubilidad aproximado en agua a temperatura ambiente (gramos de sustancia / 100 mL de agua)
Sacarosa C12H22O11 (azúcar de mesa) 200
Cloruro de Hidrógeno HCl 69
Cloruro de Sodio NaCl (sal común) 36
Dióxido de Carbono CO2 0,17
Metano CH4 0,0069
Oxígeno O2 0,0045
Carbonato de Calcio CaCO3 0,0014

  


Fuentes de información:
 

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