Disoluciones, electrolíticas, no electrolíticas y propiedades coligativas

DISOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de especies químicas dispersas a escala molecular. Según esta definición, una solución es una fase simple. Una solución puede ser gaseosa, sólida o líquida. El constituyente presente en mayor cantidad se conoce comúnmente como disolvente, mientras que aquellos constituyentes, uno o más, presentes en cantidades relativamente pequeñas se llaman solutos.

Una solución que contiene a una temperatura dada tanto soluto como puede disolverse, se dice que es saturada. Cualquier solución que tiene una cantidad menor que aquella se denomina no saturada y si contiene una cantidad mayor se llama sobresaturada.

Solubilidad

La cantidad de una sustancia que se disuelve en otra depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la temperatura y la presión. En general, el efecto de la temperatura es muy pronunciado y su dirección depende del calor de solución.  Si una sustancia se disuelve hasta la saturación, con desprendimiento de calor, la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura. Por otra parte, si una sustancia se disuelve con absorción de calor, la solubilidad se incrementa cuando se eleva la temperatura.

Soluciones electrolíticas y no electrolíticas

Propiedades coligativas de las soluciones

Las propiedades de las soluciones que contienen solutos no volátiles son:

a) El descenso de la presión de vapor del solvente.

b) El descenso del punto de congelación.

c) El aumento del punto de ebullición.

d) La presión osmótica.

Estas propiedades se denominan coligativas. Dependen únicamente del número de partículas en solución y de ninguna manera de la naturaleza de las mismas; este es el atributo esencial de los cuatro fenómenos mencionados antes, al menos en soluciones diluidas.

Teóricamente, es conveniente subdividir las soluciones en: a) electrolíticas y b) no electrolíticas. En las no electrolíticas, el soluto disuelto permanece en forma molecular sin carga y no presenta tendencia a la disociación en iones con carga eléctrica. Por otra parte, en las electrolíticas, el soluto se disocia en mayor o menor proporción en iones, incrementando así el número de partículas en solución. El comportamiento de ésta respecto a ciertas propiedades, por ese motivo, cambia y exige la modificación de las leyes simples deducidas para las soluciones no electrolíticas.

-          Descenso de la presión de vapor del solvente: un soluto disuelto hace descender la presión de vapor del líquido solvente en que se encuentra. Este descenso se comprende fácilmente si tomamos en cuenta la Ley de Raoult, que establece que la presión de vapor parcial del constituyente volátil de una solución es igual a la presión del vapor del constituyente puro multiplicada por la fracción molar de tal constituyente en la solución.

-          Aumento del punto de ebullición de las soluciones: las soluciones que contienen solutos no volátiles hierven a temperaturas más elevadas que las del solvente puro. La diferencia entre los punto s de ebullición de la solución y del solvente para una presión constante establecida, se conoce como elevación del punto de ebullición, que depende de la naturaleza del solvente y la concentración del soluto, pero es independiente, por lo menos en soluciones diluidas, de la naturaleza del soluto en tanto éste no se ionice.

Este aumento es fácil de comprender en función de la disminución de la presión de vapor y es una consecuencia directa de ella.

-          Descenso del punto de congelación de las soluciones: al enfriar una solución diluida, se alcanza eventualmente una temperatura en la cual el solvente sólido comienza a separarse. La temperatura en que comienza tal separación se conoce como punto de congelación de la solución, que de una manera más general se define como aquella temperatura en la cual una solución particular se halla en equilibrio con el solvente sólido.

Las soluciones se congelan a temperaturas menores que el solvente puro. El descenso del punto de congelación de una solución es, otra vez, una consecuencia directa de la disminución de la presión de vapor del solvente por el soluto disuelto.

-          Ósmosis y presión osmótica: cuando una solución de soluto se separa de un solvente puro mediante una membrana semipermeable; es decir, que permite el paso del solvente pero no del soluto, se observa que aquel tiende a pasar a través de la membrana a la solución, y de ahí a diluirlo. Se llama presión osmótica de la solución a la presión mecánica que debe aplicarse sobre la solución para impedir la ósmosis del solvente hacia la solución a través de una membrana semipermeable.

      Ejemplo.

Para una solución de 45.20g de sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁) en 316.0g de agua, calcule (a) El punto de ebullición , y (b) el punto de congelación

      Respuesta.

(a) Punto de ebullición: K_b = 0.51mol^-1 ; la molalidad de la solución esta dada por

 m₂ = 0.418 mol kg^-1

ΔT= (0.51 K mol^-1 Kg)(0.418 mol Kg^-1)

     = 0.21 K

Entonces, la solución hervirá a (373.15+0.21) K, o 373.36 K.

(b) Punto de congelación

ΔT= (1.86 K mol^-1 Kg) (0.418mol Kg^-1)

     = 0.78 K

Por lo tanto, la solución se congelará a (273.15-0.78) K, o 272.37 K.

      Ejemplo.

Consideremos una solución formada por 1 mol de Benceno y 2 moles de Tolueno. El Benceno presenta una presión de vapor (P°) de 75 mmHg y el Tolueno una de 22 mmHg a 20°C. Como se ve el benceno es el más volátil debido a que tiene una presión de vapor

puro (P°) mayor que la del tolueno.

1) Calculemos la fracción molar de Benceno y Tolueno:

Xbenceno = _1__  = 0,33

                    1+2

 XTolueno __2__ = 0,67

                1 + 2

2) Calculemos la presión de parcial de cada componente y la presión de vapor de la solución:

Pbenceno = Xbenceno Pºbenceno Ptolueno = Xtolueno Pºtolueno

Pbenceno = ( 0,33 ) ( 75 mmHg ) Ptolueno = ( 0,67 ) ( 22 mmHg )

Pbenceno = 25 mmHg Ptolueno = 15 mmHg

PTOTAL = Pbenceno + Ptolueno

PTOTAL = 25 mmHg + 15 mmHg

PTOTAL = 40 mmHg

Si calculamos el porcentaje que aporta, a la presión de vapor, cada componente tendremos

que:

Benceno: 40 mmHg ----- 100 %

15 mmHg ----- X

X = 63 %

Tolueno: 40 mmHg ----- 100 %

25 mmHg ----- X

X = 37 %

Estos resultados indican que el vapor es más rico en el componente más volátil, ya que el

benceno aporta el 63 % a la presión total (podríamos decir que el 63 % de las moléculas gaseosas son de benceno) a pesar de que la solución inicial el benceno era el componente minoritario.

Importancia de las propiedades coligativas de la materia

Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las

disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:

A) Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación

fraccionada.

B) Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.

C) Determinar masas molares de solutos desconocidos.

D) Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino

en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.

E) Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.

F) Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.

Bibliografía

- Maron S. H. y Prutton C. F. Fundamentos de fisicoquímica. 1982. Ed. Limusa México. p.p. 270-290; 319-334.

- Castellan G. W. Fisicoquímica. 1987. II ed. Ed. Addison-Wesley Iberoamericana. p.p. 297-310.
- http://www.radiodent.cl/quimica/propiedades_coligativas_de_soluciones.pdf

Práctica #1. Preparación de disoluciones.

Preparación de disoluciones

Introducción

Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes, llamándose disolvente al que está en mayor proporción y soluto al que está en menor proporción.

Las distintas formas de expresar la relación entre las cantidades de soluto y disolvente se llama concentración y se puede expresar de diversas formas:

%peso = (g soluto/g disolución) * 100

N = eq soluto/l disolución = (g/Pe)/l = (g/(Pm/val))/l

M = n soluto/l disolución = (g/Pm)/l

Disoluciones de sólido en líquido

Realizar los cálculos necesarios para determinar la cantidad de soluto, teniendo en cuenta las condiciones del mismo (pureza, agua de cristalización, etc.). Añadir disolvente hasta 2/3 del volumen total de la disolución a preparar. Agitar la disolución hasta su disolución y pasarla a un matraz aforado de la misma capacidad que el volumen de disolución que se tiene que preparar. Pasar el contenido al matraz aforado, completando hasta el enrase con más disolvente.

Disoluciones de líquido en líquido

Realizar los cálculos necesarios para determinar el volumen de disolución original a tomar, teniendo en cuenta las características de la misma (pureza, densidad, etc.). Pasar un volumen aproximado de la misma a un recipiente limpio y con ayuda de una pipeta coger el volumen necesario y pasarlo al matraz aforado. Añadir el disolvente y agitar la disolución.

Desarrollo

Parte I: preparación de disoluciones a partir de sólidos y líquidos.

A. Preparar 100mL de disolución de CuSO₄ 0.100 M, a partir de CuSO₄ sólido:

1. Pesar los gramos de CuSO₄ necesarios para preparar 100 mL de una disolución 0.100 M, lo que corresponde a 1.59 gramos .

B. Preparar 100mL de disolución de CuSO₄ 0.0100 M a partir de CuSO₄ 0.100 M (dilución).

1. Usar una pipeta graduada para tomar el volumen necesario de sulfato de cobre 0.100 M para realizar la dilución, lo que corresponde a 10 mL .

Parte II: preparación de disoluciones porcentuales masa/masa y masa/volumen.

A. Preparar 100 gramos de una disolución de NaCl al 3.00% en masa.

1. Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a 3 gramos .

2. La cantidad de agua necesaria para preparar la disolución requerida es 97 gramos . Si la densidad del agua destilada es de 1.0g/mL, los gramos de agua necesarios corresponden a 97 mL .

3. Colocar 97 mL de agua destilada en un matraz volumétrico.

B. Preparar 100mL de disolución de NaCl al 3.00% masa/volumen.

1. Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a 3 gramos .

Parte III: disoluciones molares y normales.

A. Preparar 100mL de HCl 0.100 M, a partir de HCl concentrado (37.0% en masa y densidad de 1.18g/mL).

1. Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado de 100 mL.

2. Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido concentrado, para preparar la disolución requerida, esto es 0.83 mL .

B. Preparar 100mL de H₂SO₄ 0.100 M, a partir de H₂SO₄ concentrado (98% en masa, densidad de 1.87).

1. Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.

2. Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido sulfúrico concentrado para preparar la disolución requerida, esto es 0.53 mL .

C. Preparar 100 mL de HCl 0.100 N, a partir de HCl concentrado (37% de pureza y densidad de 1.18 g/mL).

1. Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.

2. Usar una propipeta para tomar el volumen necesario de ácido concentrado, a fin de preparar la disolución requerida, esto es 0.83 mL .

D. Preparar 100 mL de H₂SO₄ 0.100 N a partir de H₂SO₄ concentrado (98 % en masa, densidad de 1.87 g/mL). Suponer que el H₂SO₄ participará en una reacción en la que se neutralizarán los dos protones.

1. Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.

2. Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido concentrado para preparar la disolución, esto es 0.26 mL .

Cuestionario

1. Completar la siguiente tabla con los ejemplos que se piden para las distintas disoluciones que pueden existir, dependiendo del estado del soluto y el solvente en cada caso.

Fase dispersora (solvente)	Fase dispersa (soluto)	Ejemplo
Líquido	Sólido	H2O con NaCl
Sólido	Líquido	Ag con Hg
Líquido	Gaseoso	H2O con O2
Gaseoso	Sólido	N2 con I
Líquido	Líquido	H2O con CH3CH2OH
Gaseoso	Gaseoso	O2 con N2
Sólido	Sólido	Zn con Sn
Gaseoso	Líquido	CO2 con H2O
Sólido	Gaseoso	Pd con H2

2. Si la fórmula de molaridad es M = n/l, ¿por qué se pesa la masa del soluto para preparar la disolución y no se usan directamente los moles?

Porque “mol/l” son las unidades empleadas para expresar la concentración de la disolución; sin embargo, para conocer el número de moles, se requiere conocer la masa del soluto, ya que:

n = masa/PM o n = M*V.

3. ¿Por qué en la disolución porcentual en masa se considera la masa del agua, mientras que en la disolución porcentual masa/volumen no se toma en cuenta?

La disolución porcentual en masa, es una relación que expresa los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 gramos de solución. Está forma de expresar la concentración implica al momento de preparar una solución, pesar separadamente el soluto y el solvente. En el caso de la disolución porcentual masa/volumen se expresan los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 ml de solución.

4. ¿Existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico? Explicar por qué.

No existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico, puesto que N = no. de equivalentes/l y el ácido clorhídrico sólo posee un equivalente (H), la Molaridad y la Normalidad son equivalentes.

5. Al preparar una disolución 0.100 N de ácido sulfúrico ¿Se debe establecer la reacción química que se dará al utilizar este reactivo? ¿Y si se prepara la disolución 0.100 M se debe tomar en cuenta el mismo criterio? Justifique su respuesta.

No, ya que cuando se va a preparar una solución de la misma substancia que tiene el mismo No. de equivalentes que tiene para compartir, por ello no es necesario realizar todo el procedimiento.

6. Clasifica las reacciones señaladas en el punto 7, con base en el tipo de reacción (neutralización acido-base o redox).

a) Neutralización

b) Neutralización

c) Neutralización

d) Redox

e) Redox

7. Indica el número de equivalentes para los compuestos, en los que ocurren las siguientes reacciones.

a) H₃PO_{4 (ac)} + 2 NaOH _(ac) Na₂HPO_{4 (ac)} + 2 H₂O

R = 5

b) Ca (OH)_{2 (s)} + 2HCl _(ac) CaCl_{2 (s)} + 2H₂O

R = 4

c) HNO_{3 (ac)} + NaOH _(ac) NaNO_{3 (ac)} + H₂O

R = 2

d) 2HNO_{3 (ac)} + 3H₂S _(g) 2NO _(g) + 3S⁰ _(g) + 4H₂O

R = 8

e) 3NaNO_{3 (ac)} + 8Al⁰ _(s) + 5NaOH _(ac) + 18H₂O 8NaAl (OH)_{4 (ac)} + 3NH_{3 (g)}

R = 8

8. El frasco de donde se obtuvo el H₂SO₄ tiene las siguientes especificaciones: masa molar = 98.09 g/mol, densidad = 1,87g/mL, % de pureza = 98. Reportar la concentración del H₂SO₄ en:

a) % masa (considerando 100mL de disolución)

(100mL)(1.87g/1mL) = 187g ; 187g 100%

Xg 98% X = 183.26g

(183.26g H₂SO₄ ÷ (2g H₂O +183.26g H₂SO₄)) × 100% = 98.92043614%

b) % masa/volumen (considerando 100mL de disolución)

(183.26g ÷ 100mL) × 100% = 183.26%

c) Molaridad (considerando 100mL de disolución)

183.26 ÷ 98.09g/mol = 1.868284229mol

1.868284229mol ÷ 0.1L = 18.68284229M

d) Normalidad (considerando 100mL de disolución)

N= M × #eq

18.68284229 × 2 = 37.3656N

Bibliografía

- Benson S. W. Cálculos Químicos. Una introducción al uso de las matemáticas en la química. 2010. Ed. Limusa Wiley. pp. 111-112.

- Ayres, Gilbert. Química Analítica Cuantitativa. Editorial Harla. México, D.F. 1980.

- Experimentación en química. Disponible en:

http://cvb.ehu.es/open_course_ware/castellano/tecnicas/expe_quim/pratica3.pdf

Consulta: octubre 10, 2011.

Unidades de medición: soluciones

Soluciones

La mayoría de las reacciones químicas que suceden en la naturaleza o las realizadas en la industria química se llevan a cabo en solución o disolución.

Una disolución es una mezcla homogénea. Los componentes de una disolución reciben nombres especiales: soluto y disolvente. Sus proporciones relativas determinan la concentración. Se obtiene una disolución cuando una sustancia química se disuelve por completo en otra ⁽¹⁾.

La concentración de una disolución se puede expresar de diversas maneras, como se muestra en la Tabla 1.

Tabla 1. Unidades empleadas para expresar la concentración de una disolución ⁽²⁾.

Nombre	Definición	Unidades usadas con más frecuencia	Propiedad de una disolución medida cuando se suministra
Peso por ciento	Unidades en peso de soluto contenidas en 100 unidades de peso de disolución.	Gramos de soluto/ 100 gramos de disolución	Peso de disolución
Concentración en peso	Peso de soluto contenido en una unidad del volumen de disolución.	Gramos de soluto/ Litros de disolución	Volumen de disolución
Molaridad (M)	Número de moles de soluto contenidos en 1 lt de disolución.	Moles de soluto/ Litros de disolución	Volumen de disolución
Normalidad (N)	Número de quivalentes de soluto contenidos en 1 lt de disolución.	Equivalentes de soluto/ Litros de disolución	Volumen de disolución
Molalidad	Número de moles de soluto por kilogramo de disolvente.	Moles de soluto/ Kilogramos de disolvente	Peso de disolución

Bibliografía

1.Curso de Nivelación en Química. Departamento de Química. 2011. Disponible en: http://www.quimica.uns.edu.ar/descargas/Modulo5.pdf Consulta: octubre 2, 2011.

2. Benson S. W. Cálculos Químicos. Una introducción al uso de las matemáticas en la química. 2010. Ed. Limusa Wiley. pp. 111-112.