Reconoce un exceso de soluto disuelto, calcula cuánto puede cristalizar y distingue este estado de una suspensión o de un líquido con sedimento.
Qué es una solución sobresaturada
Una solución sobresaturada contiene más soluto realmente disuelto que el que corresponde al equilibrio a una temperatura y unas condiciones definidas. Puede mantenerse temporalmente sin formar cristales: la aparición y el crecimiento de una nueva fase necesitan nucleación.
No se identifica contando cuánto polvo se añadió. El sólido del fondo, los grumos y las gotas de aceite no forman parte del soluto disuelto. Los ejemplos siguientes distinguen ese exceso disuelto de una suspensión y de un líquido saturado en equilibrio con cristales.
La solubilidad tabulada del KCl es 45,6 g por 100 g de agua a 60 °C y 34,24 g a 20 °C. Si una fase inicialmente saturada se enfría a 20 °C y conserva los 45,6 g realmente disueltos, queda sobresaturada.
45,6 g disueltos > 34,24 g de equilibrio
Exceso respecto al equilibrio = 45,6 − 34,24 = 11,36 g
La condición es que todavía no haya cristalizado ese exceso. No se garantiza que la muestra permanezca transparente ni durante cuánto tiempo.
En la muestra anterior, la aparición de un núcleo de cristal puede permitir el crecimiento del sólido. Si se alcanza el equilibrio a 20 °C sin perder agua ni KCl, parte de la sal sale de la fase líquida.
KCl disuelto final = 34,24 g
KCl que cristaliza = 11,36 g
El líquido final está saturado y coexiste con cristales. Una pequeña semilla puede facilitar la nucleación; el balance mostrado supone despreciable su masa. No precipita necesariamente todo el soluto.
Supongamos un soluto ficticio X cuya solubilidad es 20 g por 100 g de agua a 25 °C. Una muestra saturada pierde 20 g de sus 100 g de agua, sin perder soluto. Si los 20 g de X continúan disueltos, queda sobresaturada.
Límite en 80 g de agua = 20 × 80 / 100 = 16 g
Exceso disuelto = 20 − 16 = 4 g
Se compara siempre a 25 °C. Si esos 4 g cristalizan y se alcanza el equilibrio, quedan 16 g disueltos y 4 g sólidos: ya no se describe el líquido final como sobresaturado.
La fase del ejemplo anterior contiene 20 g de X disueltos en 80 g de agua. Consideremos dos adiciones posibles, sin cristalización ni pérdidas durante el cambio.
Con 20 g más de agua: 20 g / 100 g de agua → saturada
Con 40 g más de agua: 20 g / 120 g de agua < 24 g / 120 g de agua → insaturada
El segundo límite es 20 × 120/100 = 24 g. Añadir disolvente puede eliminar la sobresaturación; no hace falta cambiar siempre la temperatura o la presión.
Supongamos 40,0 g de KCl realmente disueltos en 100 g de agua a 20 °C. Esa composición supera el límite de 34,24 g. A 60 °C, el límite es 45,6 g por la misma masa de agua.
A 20 °C: 40,0 > 34,24 → sobresaturada
A 60 °C: 40,0 < 45,6 → insaturada
Se supone que no cambia la composición durante el calentamiento. El resultado no tiene por qué ser justo saturado; además, el efecto de la temperatura no es igual para todos los solutos.
La referencia ICSC da aproximadamente 200 g de sacarosa por 100 mL de agua a 25 °C. Si una fase acuosa a esa temperatura contiene 220 g realmente disueltos por esa cantidad de agua, supera el límite de referencia.
220 g > aproximadamente 200 g
El dato es por volumen de agua, no por volumen final. Que haya azúcar en el fondo no demuestra este estado; tampoco es cierto que solo puedan disolverse unos pocos gramos de azúcar. La permanencia del líquido depende de la nucleación y las condiciones.
En demostraciones y algunas bolsas térmicas, una fase líquida concentrada de acetato de sodio puede persistir antes de cristalizar. Al iniciarse la nucleación, crecen cristales de acetato de sodio trihidratado y se libera calor.
Cristal formado: CH₃COONa·3H₂O
El calor procede de la cristalización; la activación no añade el soluto que forma los cristales. La proporción de agua y la temperatura importan: no se atribuye este comportamiento a cualquier solución de acetato.
Muchas mieles pueden estar sobresaturadas respecto a glucosa y desarrollar cristales con el tiempo. Estudios de cristalización identifican glucosa monohidratada en el sólido.
La velocidad depende de la composición, el agua, la temperatura y los núcleos disponibles. La viscosidad puede ralentizar el proceso; no hay un único límite numérico aplicable a todas las mieles ni toda su azúcar cristaliza de la misma manera.
Una solución de sulfato de sodio puede permanecer temporalmente por encima de la solubilidad de una fase hidratada antes de nuclear. Se han estudiado tiempos de inducción de cristalización del decahidrato a distintas temperaturas.
Decahidrato: Na₂SO₄·10H₂O
Hay que indicar respecto a qué sólido está sobresaturada. Un hidrato incorpora agua al cristal, por lo que no se calcula su masa formada restando únicamente gramos de Na₂SO₄ disuelto y dejando invariable toda el agua líquida.
El líquido puede contener más CO₂ disuelto del que corresponde al equilibrio con el gas exterior tras abrir el recipiente. La salida de CO₂ reduce ese exceso; las burbujas crecen en sitios de nucleación.
La referencia es la nueva presión parcial de CO₂, no simplemente la presión total del aire. Una burbuja por sí sola tampoco demuestra sobresaturación: podría proceder de aire introducido o de otro proceso.
Exceso inicial respecto al nuevo equilibrio ≈ 0,068 mol/kg
El líquido queda sobresaturado respecto a la nueva presión si aún conserva la cantidad inicial. Es una estimación en el régimen de Henry para CO₂ disuelto; no representa toda la química de carbonatos ni una bebida comercial concreta.
En un modelo de soluciones diluidas, se combinan 50 mL de AgNO₃ 1,0 × 10⁻⁴ mol/L y 50 mL de NaCl de igual concentración. Aproximando el volumen final a 100 mL, cada ion queda inicialmente a 5,0 × 10⁻⁵ mol/L antes de precipitar.
Q ≈ [Ag⁺][Cl⁻] = (5,0 × 10⁻⁵)² = 2,5 × 10⁻⁹
Ksp(AgCl) ≈ 1,6 × 10⁻¹⁰; Q > Ksp
Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)
El estado calculado está sobresaturado respecto a AgCl y favorece su precipitación. Puede ser muy breve: no implica que la mezcla permanezca clara. Se aproximan actividades mediante concentraciones y se omiten complejación y otros equilibrios.
5 g por encima del límite; estado transitorio o metaestable.
Líquido saturado y sólido
20 g disueltos y 5 g sólidos, en equilibrio
Dos fases; el sedimento no se suma a los 20 g disueltos.
X es un soluto ficticio para comparar cantidades sin confundir sustancias. En un caso real se necesita una solubilidad de referencia y conocer qué fase sólida puede formarse. Puede haber cristales creciendo mientras el líquido todavía está sobresaturado; solo al alcanzar el equilibrio se iguala al límite.
No tiene que haber más masa de disolvente que de soluto. La sacarosa es muy soluble: la referencia citada admite aproximadamente 200 g por 100 mL de agua a 25 °C. El límite depende de la sustancia y de las condiciones, no de una regla de mayoría de masas.
El sedimento no demuestra sobresaturación. Si hay cristales de sacarosa en equilibrio, el líquido está saturado; durante un proceso transitorio podría seguir sobresaturado y cristalizando. Hay que conocer la cantidad disuelta.
Leche con chocolate y asiento
La leche es un sistema coloidal y parte del cacao puede quedar dispersa o sedimentar. Tener demasiado polvo no prueba que el líquido esté sobresaturado respecto a azúcar u otro soluto.
Agua con granos de sal
Los granos son sólido sin disolver. Una fase acuosa en equilibrio con NaCl sólido está saturada, no necesariamente sobresaturada. Un grano recién añadido también puede tardar en disolverse en una fase insaturada.
Agua con cal viva, CaO
El óxido de calcio reacciona con agua para producir Ca(OH)₂. La suspensión resultante puede incluir sólido; no es prueba de sobresaturación. Deben distinguirse reacción, fase líquida y sólido suspendido.
Leche fría con café soluble en la superficie
Mojado, formación de grumos, temperatura y tiempo pueden retrasar la dispersión o disolución de componentes. La capa superficial no determina un límite de solubilidad; la leche ya es una mezcla coloidal.
Agua con harina
La harina contiene componentes que forman dispersiones; agitar no convierte automáticamente el conjunto en una solución verdadera. Harina flotante o suspendida no demuestra sobresaturación.
Concreto más fluido al añadir agua
Agregados, pasta y productos de hidratación forman un sistema con varias fases. El cemento reacciona con agua. Que aparezca agua superficial o cambie la consistencia no es el criterio de sobresaturación de una solución.
Agua con arena
La presencia de granos poco solubles forma una mezcla heterogénea. Su tamaño influye en procesos de superficie y velocidad, pero no convierte el recipiente en una solución sobresaturada.
Sulfato de sodio que deposita cristales
Puede haber sobresaturación durante el crecimiento de cristales. Una vez alcanzado el equilibrio con la fase sólida pertinente, el líquido queda saturado respecto a ella. Deben especificarse temperatura e hidratación del sólido.
Agua con aceite
Dos capas o una emulsión no equivalen a sobresaturación. La agitación puede dispersar gotitas, sin producir miscibilidad completa. El calentamiento no garantiza una sola fase ni debe presentarse como regla universal.
Para el KCl, la solubilidad aumenta entre 20 y 60 °C. Enfriar una fase concentrada puede dejar un exceso disuelto si la cristalización no ocurre inmediatamente. Cuando crecen cristales, el exceso disminuye hasta el equilibrio, si se deja completar el proceso.
No todos los solutos responden igual al calentamiento. La solubilidad puede aumentar o disminuir y pueden cambiar las fases sólidas estables. Calentar tampoco produce siempre justo saturación: el ejemplo 5 termina insaturado.
El movimiento molecular ayuda a explicar la velocidad de los procesos, pero «las partículas caben mejor» no determina la dirección del cambio de solubilidad. Hay que consultar datos del equilibrio. Enfriar no garantiza cristalización instantánea: puede existir un tiempo de inducción.
En gases disueltos importa su presión parcial sobre el líquido. Al disminuirla, la cantidad de equilibrio suele bajar en el régimen de Henry; por eso el CO₂ puede salir de una bebida recién abierta. Los ejemplos 10 y 11 muestran esta variante.
En sólidos disueltos en líquidos, los cambios de presión habituales suelen tener efectos mucho menores. Hacer vacío no crea por regla general un espacio que permita disolver más polvo. Si se evapora disolvente por un cambio de presión, también cambia la composición y debe hacerse un balance distinto.
Una sola fase homogénea puede contener varias sustancias. Homogéneo no significa sustancia pura.
Agitar favorece el transporte y puede acelerar la disolución de un sólido cuando el líquido está insaturado. Triturar aumenta la superficie expuesta; ninguna de estas acciones eleva automáticamente el límite de equilibrio de un sólido macroscópico.
En una fase sobresaturada, una perturbación puede favorecer la nucleación y la cristalización, aunque no toda agitación la provoca. En una suspensión, agitar también puede repartir partículas sin disolverlas.
La viscosidad afecta al transporte; la dureza influye en la fragmentación y la densidad en la separación o sedimentación. No son tres propiedades que, por sí solas, permitan decidir si un material puede disolverse o cuánto cabe en equilibrio. Hay que considerar las interacciones entre componentes, las fases y la temperatura.
La temperatura influye en la solubilidad, pero una fotografía de café no permite determinar cuánto soluto está disuelto ni demostrar sobresaturación. Se necesitan cantidades y condiciones de referencia.
Errores frecuentes
Sumar el sedimento a la cantidad disuelta. Son fases diferentes.
Confundir transparencia con equilibrio. Una fase transparente puede estar sobresaturada.
Suponer que todo polvo acaba disolviéndose al agitar. Puede quedar una suspensión.
Usar temperatura o presión sin especificarlas. El límite depende de las condiciones.
Llamar diluida a cualquier fase insaturada. Concentración y saturación describen criterios diferentes.
Aplicar a hidratos un balance de sólido anhidro. El cristal puede incorporar agua.
Suponer que la cristalización elimina todo el soluto. El líquido conserva la cantidad compatible con el equilibrio.
Ocho ejercicios resueltos
1. El límite de X a 25 °C es 20 g por 100 g de agua. ¿Cómo se clasifica una fase con 25 g realmente disueltos?
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Sobresaturada: tiene 5 g disueltos por encima del límite para esa cantidad de agua. El dato X es un modelo ficticio.
2. ¿Y si hay 20 g de X disueltos más 5 g sólidos en equilibrio, con los mismos 100 g de agua?
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El líquido está saturado y el conjunto tiene dos fases. El sólido no se cuenta como soluto disuelto.
3. Con 200 g de agua, una fase saturada de KCl pasa de 60 °C a 20 °C. ¿Cuánto cristaliza al alcanzar equilibrio?
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(45,6 − 34,24) × 200/100 = 22,72 g, sin pérdida de agua ni sal. Si todavía queda todo disuelto, el estado a 20 °C es sobresaturado.
4. 20 g de X están disueltos en 80 g de agua a 25 °C. ¿Cuánta agua adicional permite justo alcanzar el límite de 20 g por 100 g?
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20 g de agua, de modo que haya 100 g de agua en total; se supone que los 20 g de X siguen disueltos.
5. En el modelo anterior, ¿cuánto X queda disuelto y cuánto cristaliza al equilibrarse sin añadir agua?
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El límite en 80 g de agua es 16 g. Quedan 16 g disueltos y cristalizan 4 g, suponiendo un sólido anhidro y sin pérdidas.
6. Para el modelo de CO₂, ¿qué ocurre al pasar de 3,00 a 1,00 bar de presión parcial a 25 °C?
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El equilibrio estimado pasa de 0,102 a 0,034 mol/kg. Si se conservan inicialmente 0,102 mol/kg, el exceso es 0,068 mol/kg; la salida de gas reduce ese exceso.
7. Si [Ag⁺] = [Cl⁻] = 1,0 × 10⁻⁶ mol/L, ¿hay sobresaturación respecto a AgCl con Ksp = 1,6 × 10⁻¹⁰?
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Q ≈ 10⁻¹² < Ksp: no, bajo el modelo diluido indicado. No basta con que ambos iones estén presentes.
8. ¿Puede afirmarse sobresaturación al ver cacao, harina, arena o aceite sin mezclarse?
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No. Hay que distinguir una fase con exceso de soluto realmente disuelto de partículas o gotas dispersas. La apariencia por sí sola no resuelve esa comparación.
