1. Descenso del punto de congelación
1.1. Las moléculas de la mayor parte de los líquidos estarán tanto más próximas entre sí cuanto menor sea la temperatura, porque sus energías cinéticas disminuyen y las colisiones son menos frecuentes y vigorosas. El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual las fuerzas de atracción entre las moléculas alcanzan el valor necesario para causar el cambio de fase, del estado líquido al sólido. En vigor, el punto de congelación (fusión) de una sustancia es la temperatura a la cual existen en equilibrio las fases sólidas y líquidas. Las moléculas del solvente en una solución están de algún modo más separadas unas de otras que lo están en el solvente puro, y en consecuencia, la temperatura de una solución debe disminuirse por debajo del punto de congelación del solvente puro para conseguir su congelación. El descenso del punto crioscópico de soluciones de no electrólitos es igual a la molalidad del soluto multiplicada por una constante de proporcionalidad denominada constante molal del descenso del punto de congelación Kc:
1.1.1. ∆Tc = Kc · m
1.1.1.1. El término ∆Tc representa el descenso del punto de congelación del solvente, o sea, el punto de congelación de la solución menos el punto de congelación del solvente puro, m es la molalidad del soluto y Kc es una constante de proporcionalidad denominada constante molal del descenso del punto de congelación, que es diferente para distintos solventes y que no depende del soluto.
1.1.1.1.1. ∆Tc = (Pto. de congelación de la solución - Pto. de congelación del solvente puro)
2. Aumento del punto de ebullición
2.1. La presión de vapor de un solvente a una temperatura dada disminuye cuando en él se encuentra un soluto no volátil; dicha solución debe calentarse a temperatura más elevada que el solvente puro para que su presión de vapor sea igual a la presión atmosférica. Recuérdese que el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala la presión aplicada sobre su superficie, o sea, para líquidos contenidos en recipientes abiertos, esta es la presión atmosférica. Por lo tanto, según la Ley de Raoult, la elevación del punto de ebullición de un solvente causada por la presencia de un soluto no electrólito y no volátil es proporcional al número de moles de soluto disueltos en un peso de solvente dado. Matemáticamente esto se expresa como:
2.1.1. ∆Te = Ke · m
2.1.1.1. El término ∆Te representa el aumento del punto de ebullición del solvente, o sea, el punto de ebullición de la solución menos el punto de ebullición del solvente puro, m es la molalidad del soluto y Ke es una constante de proporcionalidad denominada constante molal de elevación del punto de ebullición, que es diferente para distintos solventes y que no depende del soluto. Numéricamente corresponde al cambio en el punto de ebullición producido por soluciones 1 molal de compuestos covalentes no volátiles.
2.1.1.1.1. ∆Te = (Pto. de ebullición de la solución - Pto. de ebullición del solvente puro)
3. FRACCIÓN MOLAR
3.1. La fracción molar de un componente en una solución está dada por el número de moles de dicho componente dividido por el número total de moles de todos los componentes de la solución (soluto más solvente). Comúnmente se utiliza el signo X para la fracción molar, con un subíndice que indica el componente sobre el cual se está enfocando la atención. Por ejemplo, la fracción molar del ácido clorhídrico, HCl en una solución se puede representar como XHCl. La suma de las fracciones molares de todos los componentes de una solución debe ser igual a uno.
3.1.1. Fracción molar del componente =(moles del componente/moles totales de todos los componentes
3.2. Recuerde que:
3.2.1. Fracción molar del solvente (Xsolvente) + Fracción molar del soluto (Xsoluto) = 1
4. MOLALIDAD (m)
4.1. La molalidad, m, de un soluto en solución es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente (no solución).
4.1.1. Molalidad =(N º de moles de soluto/N º de kilogramos de solución)
4.2. La diferencia entre molalidad y molaridad, debido a que estas dos formas de expresar la concentración son muy similares, fácilmente se pueden confundir. Molalidad (m) está definida en términos de la masa del solvente, en cambio la molaridad (M) está definida en términos del volumen de la solución. La molalidad de una solución dada no varía con la temperatura, porque las masas no varían con la temperatura. Sin embargo, la molaridad cambia con la temperatura a causa de la expansión o contracción de la solución.
5. MOLARIDAD (M)
5.1. La molaridad (M) es una manera corriente de expresar la concentración de las soluciones. Se define como el número de moles de soluto por litro de solución. En forma simbólica la molaridad se presenta como:
5.1.1. Molaridad =( N º de moles de soluto/ N º de litros de solución)
5.2. Para preparar 1 litro de una solución 1 molar debe llevarse 1 mol de soluto a un matraz aforado de 1 litro, añadir agua para disolver el soluto y después más agua hasta que el volumen sea 1 litro. A veces es preferible expresar el volumen de la solución en mililitros y no en litros; la cantidad de soluto en milimoles (mmoles) y no en moles. Como 1 mL es 1/ 1000 litros y 1 mmol es 1/1000 moles, la molaridad puede expresarse también como número de mmoles de soluto por mL de solución, o sea:
5.2.1. Molaridad =(N º de milimoles de soluto/N º de mililitros de solución)
6. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
6.1. En las soluciones, las propiedades físicas que dependen del número y no del tipo de partículas de soluto se denominan propiedades coligativas. El tratamiento matemático de estas propiedades suele efectuarse con facilidad si se expresan las concentraciones en unidades de molalidad. Las cuatro propiedades coligativas más importantes son: la disminución de la presión de vapor de un disolvente, el aumento de su punto de ebullición, el descenso de su punto de congelación y su presión osmótica.
7. Presión Osmótica
7.1. La ósmosis es un proceso espontáneo mediante el cual las moléculas de solvente pasan desde una solución de menor concentración a otra de mayor concentración a través de una membrana semipermeable. Una membrana semipermeable es una delga da película que separa dos soluciones y que permite pasar solamente moléculas de solvente. Las moléculas de solvente pueden pasar en ambas direcciones, pero lo harán con mayor velocidad hacia la solución más concentrada que hacia la más diluida. La diferencia inicial entre las dos velocidades es proporcional a la diferencia de concentración entre ambas soluciones.
7.2. La presión osmótica es una medida de las fuerzas que tienden a mantener unidas las moléculas de solvente y que provocan que algunas moléculas de solvente puro pasen a través de la membrana para reemplazar a aquellas que se han unido a las moléculas de soluto. La presión osmótica es una propiedad coligativa, por ello depende del número y no de la clase de partículas de soluto en la disolución.
7.3. En general, se puede describir a la presión osmótica como la fuerza que ejerce el solvente por unidad de área de la membrana semipermeable, y se puede calcular a partir de la altura de una columna de líquido que es alzada por la presión. Recordemos que la altura de una columna de líquido es proporcional a la presión y viene dada por π= d ·g ·h, donde d = descenso del líquido, g = constante de gravedad 980 cm /seg y h = altura de una columna de líquido.
7.3.1. π =mRT El término n/V es una unidad de concentración, específicamente molaridad, (M), por lo tanto: MRT π
7.4. En las soluciones relativamente diluidas, las partículas del soluto están más o menos separadas y no interactúan significativamente entre sí. En este sentido recuerdan a las partículas de los gases y su comportamiento puede describirse mediante una ecuación que recuerda a la del gas ideal, en la cual se representa la presión osmótica por π:
7.4.1. π =nRT/V
8. Disminución de la Presión de Vapor y la Ley de Raoult
8.1. La disminución de la presión de vapor asociada a la solución de solutos no volátiles en solventes se resume mediante la Ley de Raoult: la disminución de la presión de vapor de un disolvente es directamente proporcional al número de moles de soluto no disuelto en un peso definido de solvente. La relación puede expresarse matemáticamente mediante:
8.2. donde Xsolvente y Xsoluto representa la fracción molar del solvente y soluto respectivamente en la solución, que es el número de moles de solvente dividido entre el número total de moles (solvente más soluto); Pºsolvente es la presión de vapor del solvente puro, y Psolvente es la presión de vapor del solvente en la solución.
9. A una temperatura dada, la velocidad de disolución aumenta si se han pulverizado los cristales como consecuencia del aumento del área expuesta del soluto con el solvente.
10. La solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura. Por ello a veces pueden prepararse SOLUCIONES SOBRESATURADAS, que contienen mayor concentración de soluto que la necesaria para alcanzar la saturación.
11. Interacciones a considerar en el proceso de solución
11.1. 1. Interacciones soluto-soluto 2. Interacciones solvente-solvente 3. Interacciones solvente-soluto
11.1.1. El proceso de solución es más favorable cuando los dos primeros factores son relativamente pequeños y el tercero grande.
12. ¿QUE ES?
12.1. Una solución es una mezcla homogénea cuyos componentes, llamados soluto y solvente, no pueden ser separados por métodos mecánicos simples (filtración, decantación y centrifugación). Las soluciones verdaderas constan de un solvente y uno o varios solutos cuyas proporciones varían de una solución a otra.
12.1.1. SOLUCIÓN = SOLVENTE + SOLUTO
12.1.1.1. Por definición el solvente es la especie que se encuentra en mayor proporción y el soluto es la especie en menor proporción. En las soluciones pueden darse diferentes combinaciones en las que sólidos, líquidos o gases actúen como solutos o como solventes. La clase más común es aquella en la que el solvente es un líquido; por ejemplo, el agua de mar es una solución acuosa de muchas sales y algunos gases.
12.1.1.1.1. Ejemplos de Soluciones
13. Velocidad de disolución y saturación
13.1. La pulverización también aumenta el número de vértices y aristas, con ello los iones estarán menos fuertemente unidos. Cuando se introduce en agua un sólido iónico, algunos de sus iones se solvatan y se disuelven.
13.1.1. Una vez establecido el equilibrio, no se disuelve más sólido sin que se produzca la cristalización del mismo peso de los iones disueltos. A dicha disolución se la denomina SATURADA. La saturación se produce a bajas concentraciones para aquellas especies di sueltas en solventes en las que son poco solubles y a concentraciones elevadas cuando la sustancia es muy soluble.
13.2. La velocidad de este proceso disminuye con el tiempo porque la superficie de cada cristal se va haciendo cada vez más pequeña. Al mismo tiempo, aumentan los iones en disolución y las colisiones entre los iones disueltos y el sólido. Dichas colisiones provocan la recristalización o precipitación. Después de cierto tiempo, las velocidades de los dos procesos opuestos se igualan y se dice entonces que el sólido y los iones disueltos están en equilibrio.
14. Efecto de la temperatura y presión sobre la solubilidad
14.1. Por convención un proceso exotérmico es aquel donde se libera calor al medio ambiente y un proceso endotérmico es aquel que absorbe calor desde el medio, como se verá más adelante en otro capítulo (termodinámica).
14.1.1. Exotérmico: reactivos → productos + calor Endotérmico: reactivos + calor → productos
14.2. La disolución de la mayor parte de los sólidos es un proceso endotérmico, sus solubilidades en agua aumentan cuando se suministra calor y aumenta la temperatura, por ejemplo, la disolución de KCl es endotérmica:
14.2.1. H2OKCl(s) + 4,06 kcal → K+ + Cl-(ac)
14.3. Hay pocos sólidos pero la mayor parte de los líquidos y los gases que se disuelven exotérmicamente por lo tanto sus solubilidades disminuyen al aumentar la temperatura. El principal factor que refuerza la exotermicidad de la disolución de líquidos y gases es que las interacciones soluto-soluto son mucho más pequeñas que en los sólidos y no debe superarse una energía del retículo cristalino.
15. Efecto de la presión sobre la solubilidad
15.1. Los cambios de presión no afectan de modo apreciable a las solubilidades de sólidos y líquidos en los solventes líquidos. Sin embargo, las solubilidades de los gases en todos los disolventes aumentan cuando lo hace la presión parcial del gas.
15.2. Este es el enunciado de la LEY DE HENRY, que corresponde al PRINCIPIO DE LE CHATELIER. El agua gaseosa es una solución saturada de dióxido de carbono en agua bajo presión. Cuando se abre una botella de bebida gaseosa, la presión sobre la superficie de la bebida se reduce a la presión atmosférica, y muchas burbujas de CO2 abandonan la solución.
15.3. Si se deja abierta la botella, la bebida acaba “sin gas” con mayor rapidez que si estuviese herméticamente cerrada, ya que el CO2 escapa de la botella abierta. Este proceso, es el inverso de la disolución de CO2 en agua (proceso exotérmico) por lo que el escape de CO2 desde el líquido debe ser un proceso endotérmico, esto es que absorbe calor desde el medio ambiente. Esto es lo que provoca la sensación de “frescor” de las bebidas gaseosas.
16. Soluciones líquidas y espontaneidad del proceso de solución
16.1. Una sustancia puede disolverse en el solvente mediante una reacción o sin ella. El calcio metálico se disuelve en ácido clorhídrico con desprendimiento de hidrógeno. Hay un cambio químico que origina hidrógeno y cloruro de calcio iónico, soluble:
16.1.1. Ca(s) + 2 HCl(ac) → 2 CaCl(ac) + H2(g)
16.1.1.1. Por el contrario, el cloruro de sodio sólido, NaCl, se disuelve en agua sin que se observe reacción
16.1.1.1.1. NaCl(s) → Na+ (ac) + Cl- (ac)
17. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
17.1. Concentración de las soluciones
17.1.1. La cantidad de un soluto disuelto en una cantidad específica de solvente es su concentración. Cuando una solución contiene una elevada concentración de soluto se dice que es una solución concentrada; cuando contiene una cantidad relativamente pequeña, se habla de solución diluida. La concentración puede expresarse en muchas formas, las cuales se clasifican en:
17.1.1.1. Unidades de Concentración
17.1.1.1.1. Físicas
17.1.1.1.2. Químicas
17.2. Físicas
17.2.1. Tanto por ciento La concentración de las disoluciones se expresa en términos de tanto por ciento masa de soluto, o sea, el peso de soluto por 100 unidades de masa de solución. La unidad empleada con mayor frecuencia es el gramo.
17.2.1.1. a) Tanto por ciento peso/peso (%p/p) % de soluto(p/p) = (gramos de soluto/ gramos de disolución)x 100%
17.2.1.2. b) Tanto por ciento peso/volumen (%p/v) % de soluto(p/v) = (gramos de soluto/mililitros de disolución)x 100%
17.2.1.2.1. ejemplo 1
17.2.1.2.2. ejemplo 2
17.2.1.2.3. ejemplo 3
17.2.1.3. c) Tanto por ciento volumen/volumen (% v/v) % de soluto(v/v) =(mililitros de soluto/mililitros de disolución)x 100%
17.2.1.3.1. ejemplo 1
17.2.1.3.2. ejemplo 2
17.2.1.3.3. ejemplo 3
17.3. PARTES POR MILLÓN (ppm)
17.3.1. Es una unidad de concentración empleada para soluciones muy diluidas. Una solución cuya concentración es 1 ppm contiene 1 gramo de soluto por cada millón (106 ) de gramos de solución, o en forma equivalente, 1 mg de soluto por kilogramo de solución. Debido a que estas soluciones acuosas diluidas tienen densidades de 1 g/mL = 1kg/L, 1 ppm corresponde también a 1 mg de soluto por litro de solución.
17.3.1.1. ppm de soluto =(masa en gramos del soluto en la solución/masa total en gramos de la solución)x 106
17.3.1.1.1. ejemplo 1
17.3.1.1.2. ejemplo 2
17.3.1.1.3. ejemplo 3