QUÍMICA · DISOLUCIONES
Sal, azúcar, gases y aleaciones: compara cantidades, observa qué ocurre al cambiar las condiciones y distingue saturación de sedimento.
Una solución saturada contiene la cantidad de soluto que corresponde al límite de solubilidad en unas condiciones determinadas. Siempre hay que indicar qué soluto, qué disolvente y qué temperatura; para gases disueltos también importa su presión parcial.
Agua con sal, azúcar o hidróxido de calcio puede estar saturada. No basta con decir que una mezcla está muy concentrada: cada sustancia tiene un límite distinto.
EJEMPLO 1
NaCl · agua · 20 °C
La tabla de referencia da 35,8 g de NaCl por cada 100 g de agua a 20 °C. Una fase líquida con esa composición está saturada respecto al NaCl, dentro de la precisión del dato.
m(disolución) = 100 + 35,8 = 135,8 g
El límite se refiere a la masa de agua, no a 100 g de disolución. Se supone agua sin otros solutos y equilibrio a la temperatura indicada.
EJEMPLO 2
NaCl · 50 g de agua · 20 °C
Con la mitad de agua, la masa de sal correspondiente a saturación se reduce a la mitad.
m(NaCl) = 35,8 × 50 / 100 = 17,9 g
La cantidad total cambia, pero la proporción de saturación es la misma. Un vaso pequeño puede estar tan saturado como uno grande.
EJEMPLO 3
NaCl · exceso de sólido · 20 °C
Si se incorporan 40 g de NaCl a 100 g de agua y se alcanza el equilibrio sin pérdidas, hasta 35,8 g quedan disueltos y el resto permanece sólido.
m(sólido) = 40 − 35,8 = 4,2 g
La fase líquida está saturada. Los cristales constituyen otra fase; el conjunto no es una disolución homogénea ni demuestra sobresaturación.
Sigma-Aldrich · Solubilidad en gramos por 100 g de agua · OpenStax · Equilibrio de precipitación y disolución
EJEMPLO 4
Misma composición, sin sólido visible
Si se separan los cristales de la muestra anterior sin cambiar la temperatura, evaporar agua ni diluir el líquido, la composición de la fase líquida se mantiene.
El líquido separado sigue saturado a 20 °C, aunque sea transparente y no tenga sedimento. La presencia visible de cristales no forma parte de la definición.
EJEMPLO 5
De saturada a insaturada
Una fase con 35,8 g de NaCl y 100 g de agua a 20 °C recibe otros 100 g de agua. La masa de sal no cambia.
Límite en 200 g de agua = 35,8 × 2 = 71,6 g
35,8 g disueltos < 71,6 g: insaturada
No se duplica el soluto al duplicar el agua. La muestra queda por debajo del límite de saturación a esa temperatura.
EJEMPLO 6
Hay suficiente sal sin disolver
Una muestra en equilibrio a 20 °C contiene 80 g de NaCl y 200 g de agua: 71,6 g de sal disueltos y 8,4 g sólidos. Se añaden 20 g de agua.
Límite final = 35,8 × 220 / 100 = 78,76 g
Sólido final = 80 − 78,76 = 1,24 g
Se disuelven 7,16 g adicionales. Como todavía queda NaCl sólido en equilibrio, la fase líquida final sigue saturada.
EJEMPLO 7
La reserva de cristales no es infinita
Una muestra con 40 g de NaCl y 100 g de agua a 20 °C recibe 100 g más de agua. Al alcanzar el nuevo equilibrio, los 40 g pueden estar disueltos.
40 g < 71,6 g, límite para 200 g de agua
Los 4,2 g que antes estaban sólidos se disuelven y la fase final es insaturada. Agregar agua no mantiene siempre la saturación.
EJEMPLO 8
NaCl · temperatura final de 20 °C
Una disolución saturada con 35,8 g de sal y 100 g de agua pierde 20 g de agua. Si no se pierde sal y el sistema vuelve al equilibrio a 20 °C, quedan 80 g de agua.
Sal disuelta = 35,8 × 80 / 100 = 28,64 g
Sal que cristaliza = 35,8 − 28,64 = 7,16 g
La fase líquida final permanece saturada. El cálculo describe el equilibrio final, no obliga a que la cristalización sea instantánea.
EJEMPLO 9
KCl · de 60 °C a 20 °C
Con 100 g de agua, una fase saturada de KCl contiene 45,6 g a 60 °C. A 20 °C, el límite tabulado es 34,24 g.
Masa que cristaliza = 45,6 − 34,24 = 11,36 g
Se supone equilibrio final, sin evaporación y cristalización de KCl. Si la nucleación se retrasa, el líquido puede estar temporalmente sobresaturado.
EJEMPLO 10
KCl · de 20 °C a 60 °C
Una fase con 34,24 g de KCl y 100 g de agua está saturada a 20 °C. Al llevarla a 60 °C sin pérdidas ni cristales adicionales, queda por debajo del nuevo límite.
Capacidad adicional = 45,6 − 34,24 = 11,36 g
Podrían disolverse 11,36 g más si se aportaran; la temperatura no crea esa sal. Además, no todos los solutos aumentan su solubilidad al calentar.
EJEMPLO 11
Sacarosa · agua · 25 °C
La ficha ICSC indica aproximadamente 200 g de sacarosa por 100 mL de agua a 25 °C. Esa proporción representa una referencia de saturación para el sistema puro.
El denominador es volumen de agua antes de disolver, no volumen final. Una muestra con bastante azúcar puede seguir insaturada; el dulzor o el color no determinan el límite.
EJEMPLO 12
Ca(OH)₂ · agua · temperatura fija
La fase acuosa en equilibrio con hidróxido de calcio sólido puede estar saturada pese a contener una proporción pequeña de soluto. Se considera un sistema protegido de CO₂ y sin otros reactivos.
Ca(OH)₂(s) ⇌ Ca²⁺(aq) + 2 OH⁻(aq)
El agua de cal clara es la fase líquida; la lechada de cal contiene además sólido suspendido. CaO es cal viva y reacciona con agua: no es lo mismo que disolver Ca(OH)₂.
National Research Council · Hidróxido de calcio · OpenStax · Equilibrio de precipitación y disolución
EJEMPLO 13
Na₂SO₄ · sistema con hidratos
Una fase acuosa puede estar saturada respecto a sulfato de sodio, pero hay que especificar temperatura y fase sólida de equilibrio. Existen la forma anhidra y el decahidrato Na₂SO₄·10H₂O.
«Justo antes de ver cristales» no es una medición suficiente. Una tabla de un hidrato no se aplica sin más a la masa del compuesto anhidro; tampoco se usa una sola cifra para cualquier temperatura.
EJEMPLO 14
Agua · 25 °C · p(O₂) = 0,21 bar
Con k ≈ 0,0013 mol/(kg·bar), la relación de Henry estima la cantidad de O₂ disuelto en equilibrio con la presión parcial indicada.
b(O₂) ≈ 0,0013 × 0,21 = 0,000273 mol/kg
Masa ≈ 0,000273 × 32 × 1000 = 8,7 mg/kg de agua
Es saturación respecto al O₂ en esas condiciones. El soluto procede de un gas, pero la disolución es líquida; no se sustituye presión parcial por presión total.
EJEMPLO 15
Benceno y agua · 25 °C
Una fase acuosa en equilibrio con una fase rica en benceno está saturada respecto a este compuesto. La ficha ICSC sitúa su solubilidad en torno a 0,18 g por 100 mL de agua a 25 °C.
El conjunto tiene dos fases líquidas; cada una contiene algo de la otra sustancia. Agitar puede dispersarlas temporalmente, pero no garantiza miscibilidad completa. Es un dato de referencia, no una propuesta de ensayo.
EJEMPLO 16
Estaño en cobre · límite de solubilidad sólida
En el sistema Cu–Sn, una fase alfa rica en cobre puede contener estaño en solución sólida. Para llamarla saturada, su composición debe alcanzar el límite de esa fase a la temperatura considerada.
La frontera se consulta en un diagrama de fases. No hay un porcentaje máximo universal de estaño para todo bronce: más estaño puede originar otras fases, incluidos compuestos intermetálicos.
Copper Development Association · Metalurgia de aleaciones de cobre
| Estado | Modelo con 100 g de agua a 25 °C | Interpretación |
|---|---|---|
| Insaturada | 10 g de X disueltos | Está por debajo del límite de 20 g. |
| Saturada | 20 g de X disueltos | Alcanza el límite, con o sin cristales visibles. |
| Saturada con exceso de sólido | 20 g disueltos + 5 g sólidos en equilibrio | El líquido está saturado; el conjunto tiene dos fases. |
| Sobresaturada | 25 g de X realmente disueltos | Supera el límite de equilibrio; puede cristalizar. |
En este modelo, X tiene una solubilidad de 20 g por 100 g de agua a 25 °C. Es un dato didáctico, no el valor de una sustancia real. Sobresaturada describe el exceso que está disuelto, no el material que descansa en el fondo.
Cuando una fase líquida saturada está en contacto con su sólido a temperatura constante, pueden seguir entrando y saliendo partículas del cristal. En el equilibrio, ambos procesos compensan sus velocidades y la composición del líquido no cambia.
Para reconocer ese estado, se compara la cantidad realmente disuelta con un dato de solubilidad apropiado. Un cristal recién añadido puede tardar en disolverse incluso en una solución insaturada. Por eso, observarlo durante unos segundos no es una prueba suficiente.
Un sólido que nunca llegó a disolverse es material sin disolver. Se habla de precipitación o cristalización cuando se forma una fase sólida a partir de especies disueltas; no son nombres automáticos para todo sedimento.
Algunos casos son soluciones saturadas bajo condiciones concretas; otros permiten distinguir saturación, dispersión, reacción y miscibilidad.
| Caso | Cómo interpretarlo |
|---|---|
| Leche con chocolate | No demuestra saturación. La leche es un sistema coloidal y parte del cacao puede quedar dispersa. El color no mide la cantidad de azúcar u otro soluto realmente disuelto. |
| Leche con fruta | No es un ejemplo suficiente de solución saturada. Pulpa, gotitas y otras partículas pueden estar dispersas antes de que se vean o sedimenten; cada soluto requiere su propio criterio. |
| Agua salada turbia | La turbidez indica material disperso, no por sí sola saturación. Con NaCl sólido identificado, temperatura fija y equilibrio, la fase acuosa puede estar saturada; el líquido saturado también puede ser claro. |
| Agua con azúcar antes de asentarse | Hay que comparar la cantidad disuelta con la solubilidad a esa temperatura. Cristales que tardan en disolverse no prueban que se haya alcanzado el equilibrio. |
| Agua con cal de construcción | Es válido si se identifica Ca(OH)₂ y se considera su fase acuosa en equilibrio con sólido. La lechada completa incluye partículas; si se parte de CaO, hay además reacción de hidratación. |
| Yeso con agua para resanar | La pasta no es una solución homogénea de agua en un sólido. El hemihidrato puede reaccionar con agua para formar dihidrato durante el fraguado. Que la pasta chorree no define saturación. |
| Concreto | Contiene agregados, pasta y productos de hidratación. Su consistencia cambia con el agua, pero no es un criterio de solubilidad del conjunto. Cemento y agua reaccionan; el concreto no es una solución sólida de agua. |
| Bebidas isotónicas | Isotónico se refiere a presión osmótica respecto a un medio de referencia, no a saturación. Una bebida puede contener sales y azúcares disueltos sin alcanzar sus límites de solubilidad. |
| Bronce con estaño | Solo se habla de saturación respecto a una fase sólida concreta y a cierta temperatura. Alcanzar el límite de la fase alfa no impide fabricar aleaciones con más estaño y otras fases. |
| Sulfato de sodio en agua | Puede ser una solución saturada si su composición corresponde al equilibrio con el sólido pertinente. Deben indicarse temperatura e hidratación; ver cristales es una observación, no toda la definición. |
| Hidróxido de calcio en agua | Caso válido de saturación con baja concentración en condiciones controladas. Debe distinguirse el líquido en equilibrio del sólido suspendido y de cambios por entrada de CO₂. |
| Óxido de hierro(II), FeO, en agua | La aparición de partículas visibles no determina una concentración de saturación. Hay que conocer la composición de la fase acuosa, el pH y los equilibrios; una dispersión de óxido no se presenta como solución homogénea. |
| Vinagre con agua | El ácido acético es miscible con agua; diluir vinagre no conduce por sí mismo a una separación por saturación. Otros componentes de un vinagre real pueden requerir un análisis distinto. |
| Alcohol con agua | Si se trata de etanol, ambos son miscibles en todas las proporciones a temperatura ambiente. No existe un umbral ordinario de separación en dos líquidos al añadir más etanol; otras sustancias llamadas alcoholes se comportan de otro modo. |
| Glicerina con agua | El glicerol es miscible con agua. Su viscosidad puede retrasar la mezcla, pero no implica separación por alcanzar un límite de saturación en ese par a temperatura ambiente. |
OpenStax · Coloides y suspensiones · National Research Council · Hidróxido de calcio · ACS · Sulfato de sodio decahidratado · Copper Development Association · Metalurgia de aleaciones de cobre · American Cement Association · Cemento e hidratación · Royal Society of Chemistry · Cristalización del yeso · OIT/OMS · Glicerol, ICSC 0624 · OIT/OMS · Ácido acético, ICSC 0363 · Sigma-Aldrich · Miscibilidad de disolventes
También existen soluciones sólidas: átomos de un componente se integran en una fase sólida de otro. En una aleación, el límite depende de la fase y la temperatura. Que la pieza parezca uniforme no demuestra que tenga una sola fase.
Fundir metales y enfriarlos no garantiza una solución sólida saturada. Para interpretar ese proceso hay que distinguir cuatro aspectos:
El concreto y el yeso fraguado pertenecen a otro caso: contienen varias fases y su formación incluye reacciones con agua. Mojar, empapar o hacer más fluida una pasta no equivale a disolver agua en una solución sólida.
Copper Development Association · Metalurgia de aleaciones de cobre · American Cement Association · Cemento e hidratación · Royal Society of Chemistry · Cristalización del yeso
En una disolución líquida, el soluto puede proceder de un sólido —sal—, de otro líquido —benceno en agua— o de un gas —oxígeno—. El estado de partida del soluto no determina el estado final de la disolución.
Etanol, glicerol y ácido acético son miscibles con agua: dentro del intervalo líquido ordinario, no se separan en dos fases por superar una supuesta cantidad máxima del segundo líquido. Benceno, tolueno y hexano tienen miscibilidad limitada con agua; agitar puede producir una dispersión temporal, sin convertirla en una única fase.
Las mezclas de gases requieren otro análisis: no se aplica sin más la regla de «añadir hasta que quede sólido». Tampoco es correcto afirmar que los gases se mezclan en cualquier proporción bajo cualquier condición: un vapor puede alcanzar el equilibrio con su fase condensada. El oxígeno de nuestros ejemplos está disuelto en agua, por lo que la solución es líquida.
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En el laboratorio, trabajar con soluciones permite medir y transferir cantidades y facilitar el contacto entre reactivos. Eso no significa que todo compuesto sea más reactivo en agua ni que la concentración de saturación sea siempre la más útil.
OpenStax · Solubilidad y saturación · NIST · Constante de Henry del oxígeno
1. ¿Cuánto NaCl corresponde a saturación en 150 g de agua a 20 °C? Usa 35,8 g por 100 g de agua.
35,8 × 150/100 = 53,7 g de NaCl disuelto. La disolución suma 203,7 g; el dato no se refiere a 150 g de disolución.
2. Se ponen 60 g de NaCl en esos 150 g de agua y se alcanza el equilibrio. ¿Qué queda?
53,7 g disueltos y 60 − 53,7 = 6,3 g sólidos. La fase líquida es saturada; el conjunto tiene dos fases.
3. ¿Qué porcentaje m/m tiene una fase con 35,8 g de NaCl y 100 g de agua?
35,8/(35,8 + 100) × 100 ≈ 26,4 % m/m. No es 35,8 % porque el denominador incluye la sal.
4. ¿Cuánto KCl cristaliza al enfriar una fase saturada con 200 g de agua de 60 a 20 °C?
(45,6 − 34,24) × 200/100 = 22,72 g, suponiendo equilibrio final, sin pérdida de agua ni de KCl.
5. Una fase saturada con 35,8 g de NaCl y 100 g de agua a 20 °C recibe 100 g de agua. No hay cristales adicionales. ¿Sigue saturada?
No. Hay 35,8 g disueltos frente a un límite de 71,6 g para 200 g de agua: queda insaturada.
6. En un modelo ficticio, el límite es 20 g de X por 100 g de agua a 25 °C. ¿Qué diferencia hay entre 25 g disueltos y 20 g disueltos más 5 g sólidos en equilibrio?
25 g realmente disueltos corresponden a sobresaturación. Con 20 g disueltos y 5 g sólidos en equilibrio, el líquido está saturado y el conjunto tiene dos fases.
7. ¿Qué pasa con la cantidad de O₂ en equilibrio si p(O₂) baja de 0,21 a 0,105 bar a 25 °C?
Dentro del régimen de Henry, se reduce a la mitad: 0,0013 × 0,105 = 0,0001365 mol/kg, aproximadamente 4,4 mg/kg de agua.
8. ¿Un té oscuro, una bebida isotónica o una pasta de yeso demuestran saturación?
No. Color, isotonicidad y consistencia no sustituyen la comparación entre composición y equilibrio de un soluto concreto. Además, una pasta de yeso incluye fases sólidas y puede estar reaccionando.
Fuentes consultadas el 8 de octubre de 2026. Ejemplos y ejercicios: Editorial Ejemplode.