Práctica de Laboratorio: Solubilidad y Efectos de Temperatura

 

Solubilidad y Efectos de Temperatura

1. Introducción

La solubilidad es una propiedad fundamental de las sustancias y determina la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en un solvente bajo condiciones específicas de temperatura y presión. En el laboratorio y en la industria, el control de la solubilidad es clave para procesos como cristalización, purificación, formulación de medicamentos, preparación de soluciones, síntesis química y control de calidad. En particular, la temperatura influye de manera notable en la solubilidad de muchos sólidos: algunos se disuelven mucho más al calentar, mientras que otros muestran cambios pequeños o incluso disminuyen su solubilidad.

En Química, el estudio experimental de la solubilidad permite integrar conceptos de soluciones, equilibrio, saturación y variables termodinámicas. Además, promueve habilidades esenciales como el control de temperatura, el manejo cuidadoso del material volumétrico y la interpretación cuantitativa de datos experimentales mediante tablas y gráficas de solubilidad. En esta práctica se estudiará cómo cambia la solubilidad con la temperatura y se analizará el fenómeno con apoyo de principios de equilibrio (Le Châtelier) y consideraciones energéticas del proceso de disolución.

 

2. Objetivo general

Determinar experimentalmente la solubilidad de un soluto sólido en agua a diferentes temperaturas y analizar el efecto de la temperatura sobre el equilibrio de disolución.

 

3. Objetivos específicos

• Definir y diferenciar solución insaturada, saturada y sobresaturada.
• Preparar soluciones saturadas a distintas temperaturas.
• Determinar la solubilidad del soluto en unidades de g de soluto / 100 g de agua.
• Construir e interpretar una curva de solubilidad en función de la temperatura.
• Explicar los resultados aplicando el principio de Le Châtelier y el carácter endotérmico/exotérmico de la disolución.

 

4. Fundamento teórico

4.1 Solubilidad y soluciones saturadas

La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se disuelve en una cantidad dada de solvente para formar una solución saturada a una temperatura determinada.

• Insaturada: contiene menos soluto que el máximo posible.
• Saturada: contiene el máximo soluto disuelto y está en equilibrio con soluto no disuelto.
• Sobresaturada: contiene más soluto del que corresponde a equilibrio; es inestable y puede cristalizar ante perturbaciones.

El equilibrio de disolución de un sólido puede representarse de forma general como:

En una solución saturada, coexisten soluto sólido y soluto disuelto, y el sistema mantiene un equilibrio dinámico.

4.2 Factores que afectan la solubilidad

• Naturaleza del soluto y del solvente: “lo semejante disuelve a lo semejante”.
• Temperatura: afecta principalmente la solubilidad de sólidos.
• Presión: influye notablemente en gases (Ley de Henry), pero en sólidos suele ser despreciable.

4.3 Efecto de la temperatura y principio de Le Châtelier

La disolución puede ser endotérmica (absorbe calor) o exotérmica (libera calor).

• Si la disolución es endotérmica, al aumentar la temperatura la solubilidad suele aumentar (el equilibrio se desplaza hacia más soluto disuelto).
• Si es exotérmica, al aumentar la temperatura la solubilidad puede disminuir.

El principio de Le Châtelier permite interpretar el efecto térmico: el sistema responde para contrarrestar el cambio impuesto (por ejemplo, “consumiendo” calor si la disolución lo requiere).

4.4 Curvas de solubilidad

Una curva de solubilidad es la representación gráfica de la solubilidad (por ejemplo, g de soluto/100 g de agua) en función de la temperatura (°C). Estas curvas permiten predecir condiciones de cristalización y comparar compuestos con distinta sensibilidad térmica.

 

5. Materiales y reactivos

Materiales

• Balanza analítica o granataria
• Vasos de precipitados
• Probeta graduada
• Termómetros
• Agitador de vidrio o agitador magnético
• Placa calefactora o baño María
• Pinzas para vaso / guantes térmicos
• Embudo y papel de filtro (o filtración por gravedad)
• Pipeta graduada o jeringa (para tomar alícuotas)
• Cápsula de evaporación o vaso pequeño para secado
• Estufa (si hay) o plancha para evaporación controlada

Reactivos

• Nitrato de potasio (KNO₃) sólido (recomendado por su fuerte variación con temperatura)
• Agua destilada

Opcional comparativo: cloruro de sodio (NaCl) sólido (cambio pequeño con temperatura).

 

6. Procedimiento experimental

Nota didáctica: trabajen con cuidado para mantener cada mezcla a la temperatura objetivo antes de tomar la muestra.

Parte A: Preparación de solución saturada a diferentes temperaturas (KNO₃)

1. Rotule 3 vasos de precipitados: T₁ = 25 °C, T₂ = 40 °C, T₃ = 60 °C.
2. Coloque 50,0 mL de agua destilada en cada vaso.
3. Caliente (si aplica) cada vaso hasta alcanzar su temperatura objetivo y manténgala lo más estable posible (±2 °C).
4. Agregue KNO₃ poco a poco con agitación constante hasta que, aun después de agitar 1–2 minutos, quede una pequeña cantidad de sólido sin disolver (condición de saturación).
5. Mantenga el sistema a la temperatura objetivo durante 3–5 minutos para asegurar equilibrio.

Parte B: Determinación gravimétrica de la solubilidad

6. Filtre la solución saturada (idealmente manteniendo caliente el sistema para T₂ y T₃) y recoja el filtrado.
7. Pese una cápsula de evaporación limpia y seca: m₀.
8. Tome una alícuota conocida del filtrado (por ejemplo 10 mL) y colóquela en la cápsula.
9. Evapore cuidadosamente el agua (sin salpicar). Seque hasta masa constante si es posible.
10. Deje enfriar y pese la cápsula con el sólido: m₁.
11. La masa de KNO₃ disuelto en la alícuota es:

12. Estime la masa de agua en la alícuota. En Química puede aproximarse asumiendo densidad del agua ≈ 1,00 g/mL:

13. Exprese la solubilidad como:

Parte C: Curva de solubilidad

14. Con los valores de solubilidad obtenidos, construya una tabla y grafique Solubilidad (g/100 g H₂O) vs Temperatura (°C).
15. Analice la tendencia y discuta el comportamiento observado.

 

7. Registro de datos y cálculos

Tabla 1. Determinación de solubilidad de KNO₃ a diferentes temperaturas

Temperatura (°C)	Volumen de alícuota (mL)	m₀ cápsula (g)	m₁ cápsula + soluto (g)	m soluto (g)	m agua (g)	Solubilidad (g/100 g agua)
25	10.0
40	10.0
60	10.0

 

Tabla 2. Datos para la gráfica

Temperatura (°C)	Solubilidad (g/100 g agua)
25
40
60

 

8. Resultados y análisis

• Describa cómo varió la solubilidad al aumentar la temperatura.
• Explique si el comportamiento sugiere una disolución endotérmica o exotérmica, justificándolo con Le Châtelier.
• Compare sus valores experimentales con valores esperados (si el docente provee una tabla de referencia) y discuta posibles fuentes de discrepancia:
• Pérdidas por salpicadura durante evaporación
• Temperatura no estable al filtrar o tomar la alícuota
• Solución no completamente saturada
• Secado incompleto (masa no constante)
• Lecturas de volumen imprecisas

 

9. Conclusiones

Redacte conclusiones claras sobre:

• La relación entre temperatura y solubilidad del KNO₃.
• La utilidad de la curva de solubilidad para predecir cristalización.
• La importancia del control experimental de temperatura y mediciones de masa/volumen.

 

10. Cuestionario

1. Defina: solubilidad, solución saturada, insaturada y sobresaturada.
2. ¿Por qué es importante mantener la temperatura constante al preparar una solución saturada?
3. ¿Qué predice Le Châtelier sobre el efecto de la temperatura si la disolución es endotérmica?
4. Si al enfriar una solución saturada se forman cristales, ¿qué indica eso sobre la solubilidad a menor temperatura?
5. A partir de sus datos, ¿en qué intervalo de temperatura el cambio de solubilidad fue mayor?
6. ¿Qué ventajas tiene expresar solubilidad en g de soluto/100 g de agua?
7. Mencione al menos tres fuentes de error experimental en esta práctica.

 

11. Normas de seguridad

• Utilizar bata, guantes y gafas durante toda la práctica.
• Evitar el contacto directo con soluciones calientes; usar pinzas o guantes térmicos.
• No pipetear con la boca.
• Manejar con cuidado el material de vidrio caliente para evitar quemaduras.
• Desechar residuos según normas del laboratorio (soluciones salinas por el desagüe solo si el docente lo autoriza; sólidos a contenedor designado).

 

12. Referencias (APA 7.ª edición)

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., Woodward, P., & Stoltzfus, M. (2018). Química: La ciencia central (13.ª ed.). Pearson.

Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill Education.

Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2014). Chemistry (9th ed.). Cengage Learning.