Departamento de Ciencias y Tecnología Subsector: Química

Profesor: Carlos Donoso E. Nivel: 2° año Medio Año: MMXIII

Guía de Apoyo nº3: Disoluciones químicas y propiedades coligativas

Entre las muchas características que presenta la materia está su diferenciación

entre mezcla y sustancia pura. Entre estas últimas es necesario distinguir entre elementos y compuestos.

Mezcla: Es una sustancia formada por la unión de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí. Por lo tanto, corresponde a una unión física y podrá separarse

mediante procesos físicos. La composición de una mezcla tanto como sus propiedades son variables.

Fase: Cada una de las partes físicamente distinguibles de una mezcla.

Las mezclas pueden clasificarse en homogéneas y heterogéneas:

Mezclas homogéneas son aquellas en las que no se distinguen los componentes que las forman. Es decir, se observa una sola fase

Mezclas heterogéneas son aquellas en las que es posible observar los distintos compuestos que las constituyen. Es decir, se observa cada fase constituyente.

Sustancia pura es aquella que no puede separarse en otras más simples mediante

procesos físicos y cuya composición y propiedades son constantes. Las sustancias puras se clasifican en elementos y compuestos.

Objetivos:

1.- Clasificar la materia en sustancias puras (elementos y compuestos) y en mezclas (homogéneas y heterogéneas) 2.- Comprender el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad 3.- Determinar la concentración de diferentes disoluciones 4.- Valorar la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la comprensión de fenómenos comunes asociados a dichas propiedades. 5.- Valorar el conocimiento científico en la comprensión de fenómenos de la vida diaria.

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Los elementos no pueden descomponerse en otras sustancias puras más simples

mediante procesos químicos. Es el caso del oxígeno, el cobre, la plata, etc.

Los compuestos son sustancias puras que pueden descomponerse en otras más simples mediante procesos químicos. Por ejemplo, el agua, el cloruro de sodio, el dióxido de

carbono, etc.

Propiedades físicas y químicas, extensivas e intensivas

Cualquier sustancia se caracteriza y diferencia de las demás por tener unas

propiedades físicas y químicas concretas que pueden variar al modificarse las condiciones de presión y temperatura.

Las propiedades físicas son aquellas que presenta la materia sin cambiar su

composición, como pueden ser la dureza, la solubilidad, el color, el olor o el punto de

fusión o ebullición.

Las propiedades químicas se refieren a las que presenta la materia cuando cambia su composición, es decir, las reacciones químicas que experimenta, como pueden ser la

combustión o la reacción con los ácidos.

Las propiedades de la materia pueden depender o no de la cantidad de sustancia que se

estudia, de manera que deben distinguirse las propiedades extensivas y las extensivas.

Propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia presente, como el volumen y la energía interna. Por ejemplo, la energía interna es la suma de las

energías cinética y potencial de cada partícula, por lo tanto será mayor si aumenta el número de ellas

Propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia presente. Es el caso del punto de fusión, la densidad y todas las propiedades químicas.

Así por ejemplo, el punto de fusión del hielo es de 0°C, independientemente de que se trate de un cubito de hielo o de u enorme iceberg.

Mezclas homogéneas

En una mezcla homogénea se presentan dos tipos de fases: la fase dispersante y la fase dispersa.

La fase dispersa corresponde a la sustancia o sustancias que están en menor

proporción en la mezcla homogénea.

La fase dipersante corresponde a la sustancia en la que la fase dispersa está

distribuida homogéneamente.

Las mezclas homogéneas se pueden clasificar según el tamaño de su fase dispersa como lo muestra la siguiente tabla

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Denominación Tamaño de las

partículas dispersas Característica

Ejemplos

Suspensiones >10-5 cm (103 o

A )

Visibles al

microscopio

Ciertos precipitados

en agua, glóbulos rojos en la sangre,

polvo en suspensión

Suspensiones

coloidales o coloides Entre 10-5 y 10-7 cm

Visibles al

ultramicroscopio Niebla, leche

Soluciones verdaderas < 10-7 cm (10o

A ) Interposición

molecular Alcohol en agua, azúcar en agua

Disoluciones verdaderas, Disoluciones o Soluciones

Centraremos nuestra atención en este tipo de mezclas homogéneas. En ellas, la

fase dispersante se denomina solvente y la fase dispersa, soluto.

Unidades de concentración

Corresponde a la relación entre la cantidad de soluto presente, respecto de la cantidad de solvente o de la cantidad de solución. Esta relación se expresa a manera

de cuociente.

Las unidades de concentración se clasifican en dos categorías: las físicas y las químicas

Dentro de las unidades físicas encontramos:

a) El % peso/peso o %p/p

b) El % peso/volumen o %p/v y c) El % volumen/volumen o %v/v.

Dentro de las unidades químicas encontramos:

a) La molaridad (M) b) La molalidad (m)

c) La fracción molar ( o f)

d) Las partes por millón (ppm) e) La Normalidad (N)

Unidades de concentración físicas

1.- Porcentaje peso/peso o masa/masa (%p/p o %m/m): Es la cantidad, en gramos, de

soluto que está disuelto en 100 g de solución. Podemos expresarlo de la siguiente manera:

soluto

solución

m%p/p 100

m

2.- Porcentaje peso/volumen o masa/volumen (%p/v o %m/v): Es la cantidad, en

gramos, de soluto que está disuelto en 100 c.c. (ml) de solución. Podemos expresarlo de la siguiente manera:

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soluto

solución

m%p/v 100

v (ml)

3.- Porcentaje volumen/volumen (%v/v): Es el volumen, en c.c. o ml, de soluto que está

disuelto en 100 c.c. (ml) de solución. Podemos expresarlo de la siguiente manera:

soluto

solución

v (ml)%v/v 100

v (ml)

La densidad

Las unidades físicas están asociadas a dos propiedades muy conocidas por nosotros: la masa y el volumen. Por lo tanto, para poder hacer transformaciones entre

una unidad y otra, recurriremos al concepto de densidad.

La densidad se define como el cuociente entre la masa (expresada en gramos) y el volumen (expresado en c.c. o ml). Es decir,

masadensidad

volumen

O también, m

dV

Moles de una sustancia

Es una relación proporcional entre la masa de una sustancia (expresado en

gramos) y su equivalencia en moles. Podemos calcular los moles que representa cierta masa de sustancia, haciendo la siguiente relación:

m representa la masa de la sustancia; n corresponde a los moles y M representa la masa molar o Peso Molecular de la sustancia.

mn

M

Unidades de concentración químicas

1.- Molaridad (M): Corresponde a la cantidad de moles de soluto que hay disueltos en 1 litro de solución. Otra forma de definirlo es como un cuociente entre el número de moles

de soluto y el volumen de solución expresado en unidades de litros.

soluto

solución(L)

nMolaridad

V

2.- Molalidad (m): Corresponde a la cantidad de moles de soluto que hay disueltos en 1 kilo de solvente. Otra forma de definirlo es como un cuociente entre el número de moles

de soluto y la masa de solvente expresado en unidades de kilos.

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soluto

solvente(kg)

nMolalidad

m

3.- Fracción molar ( o X): Corresponde al cuociente que se establece entre los moles de

soluto y los moles totales (es decir, la suma de los moles de soluto y solvente).

Sea una solución formada por el soluto “a” y el solvente “b”. Entonces, la fracción molar de “a” y “b” se expresa de la siguiente forma

Es interesante notar que a b 1

4.- Partes por millón (ppm): Corresponde a la relación entre la masa de soluto (expresado en milígramos) y el volumen de solución expresado en litros. Es decir, son los

miligramos de soluto que hay disueltos en 1 litro de solución.

soluto(mg)

solución(L)

mppm

V

5.- Normalidad (N): Se define como la cantidad de soluto, expresado en Equivalentes,

presentes en 1 litro de solución o la cantidad de Equivalentes-gramo disueltos en un volumen de solución, expresado en unidades de litros.

Por otro lado, un equivalente (Eq) se define como el cuociente entre la masa de soluto y su peso equivalente (PEq). A su vez, el peso equivalente, es un cuociente entre el peso

molecular del soluto y un factor numérico, f, asociado con las características de ese

soluto, como por ejemplo: número de hidrógenos presentes en su fórmula molecular o número de grupos .

OH, o si es un ion, la carga del mismo, o la cantidad de electrones que transfiere o recibe, si es que este soluto participa en una reacción de óxido-reducción, etc.

soluto

solución(L)

EqNormalidad

V

Por otro lado

solutosoluto

soluto

mEq

PEq

Finalmente,

con f: factor numérico.

aa

a b

n

n n

bb

a b

n

n n

solutosoluto

MPEq

f

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Usando un mapa conceptual, podemos decir que

Solubilidad

Se define como la cantidad de soluto que a una temperatura dada se disuelve en una determinada cantidad de disolvente (o solvente)

Soluciones insaturada, saturada y sobresaturada

Se dice que una solución es saturada si contiene la cantidad de soluto que

corresponde a su solubilidad.

Decimos que una solución es sobresaturada, si por algún procedimiento logramos que permanezca disuelto más soluto que el que establece su solubilidad. Por ejemplo, al

enfriar una disolución saturada, lentamente y mantenerla en reposo, podemos obtener una solución sobresaturada. Esta situación es inestable, ya que basta el menor

movimiento o agitación, para que precipite el exceso de soluto. En las soluciones llamadas no saturadas o insaturadas, la cantidad de soluto disuelto

en menor a aquella correspondiente a la solubilidad de ese soluto.

Tipos de disoluciones

Si bien las disoluciones acuosas son las más comunes, están lejos de ser el único

tipo de disolución. Los disolventes pueden ser el agua o cualquier otro líquido. Los solutos pueden ser sólidos, líquidos o gases. Los tipos más comunes de disoluciones son

un gas en un líquido, un líquido en un líquido y un sólido en un líquido

Como ejemplo, veamos la siguiente tabla.

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SOLUTO DISOLVENTE EJEMPLO

Gas Líquido Bebidas carbonatadas (dióxido de carbono en

disolución acuosa)

Líquido Líquido

Anticongelante en el

radiador de un automóvil (etilenglicol en agua)

Líquido Sólido Empastes dentales

(mercurio en plata)

Sólido Líquido Azúcar en agua

Sólido Sólido Bronce (zinc en cobre)

Factores que afectan la solubilidad y la velocidad de disolución

No todas las sustancias son solubles en las demás sustancias. Por ejemplo, el aceite y el agua son inmiscibles. El aceite no es soluble en agua. Algunos solutos son más difíciles

de disolver que otros. Los factores que influyen en esta característica son:

1.- Factores que afectan la solubilidad (¿cuánto?) real de un soluto en un disolvente

2.- Factores que afectan la velocidad (¿con qué rapidez?) a la cual se disuelve un soluto

en un disolvente

La solubilidad real de un soluto en un disolvente depende de tres factores:

(1) Las propiedades del soluto y del disolvente. (2) La temperatura.

(3) La presión

La velocidad a la cual se disuelve un soluto en un disolvente depende de tres factores:

(1) El tamaño de partícula del soluto.

(2) La velocidad de agitación (3) La temperatura

Propiedades del soluto y del disolvente

Un factor importante que se relaciona con la solubilidad que presenta un soluto en un disolvente determinado, se relaciona con sus características como compuesto.

El tipo de enlace químico que presenta una sustancia estará, en general, en relación directa con su capacidad de ser disuelto o de actuar como disolvente.

El agua, es un compuesto polar; por lo tanto, disolverá sustancias que presenten dicha característica, como por ejemplo, las sales. Este tipo de compuesto presenta uniones

químicas del tipo iónico, por lo que sus átomos constituyentes presentan carga positiva o negativa, lo que favorecerá su disolución por parte del agua.

El tetracloruro de carbono (CCl4), es un compuesto no polar, por lo tanto, no puede

disolverse en agua. Este compuesto, al igual que el agua, presenta uniones de tipo covalente.

La pregunta que surge aquí es, ¿por qué, si ambas sustancias presentan uniones químicas del mismo tipo, una de ellas es polar y la otra no?

La respuesta a esta crucial pregunta, está relacionada a la disposición espacial de esos enlaces. Es decir, la geometría de los compuestos covalentes se relacionará directamente

con su comportamiento como soluto y como disolvente.

Una frase que se usa con frecuencia para determinar solubilidades, es la siguiente:

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Lo semejante disuelve a lo semejante

Por lo tanto, los compuestos iónicos (polares) casi siempre son solubles en disolventes polares y los compuestos covalentes (no polares o débilmente polares) se disuelven en

disolventes que no son polares.

Temperatura

La solubilidad de un gas en agua disminuye al aumentar la temperatura. Por

ejemplo, el oxígeno es soluble en agua en una proporción de 4.89 mL de oxígeno en 100 mL de agua a 0ºC; pero a 50ºC esta solubilidad se reduce a 2.46 mL en 100 mL de agua.

Por otro lado, la solubilidad de un sólido en un líquido, por lo general aumenta cuando la temperatura se incrementa. Sin embargo, en algunos sólidos disueltos la tendencia es

opuesta.

Presión

Las disoluciones formadas sólo por líquidos y sólidos no se ven afectadas en forma

apreciable por la presión. Sin embargo, las disoluciones de gases en líquido sí tiene una influencia apreciable de la presión.

Tamaño de partícula

Si se tiene una partícula más pequeña de soluto se tendrá una mayor superficie expuesta al disolvente, por lo tanto, la

velocidad de disolución será mayor que partículas más grandes del mismo soluto.

Ejemplo: Supongamos que tenemos una partícula cúbica formada

por ocho cubos de arista a.

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Esto significa que el cubo grande tendrá arista 2a. Por otro lado, el área del cubo

de arista l, es

A = 6·l 2

Por lo tanto, 2 2 2A 6 (2a) 6 4a 24a

En cambio, si separamos este cubo grande en los ocho cubos más pequeños que lo forman, tendremos una situación bastante diferente.

Ahora, cada cubo posee arista a y si calculamos el área

de uno de ellos, tendremos

2 2 2A 6 (a) 6 a 6a

Pero, esta vez tenemos ocho cubos iguales de área 6a2,

luego 2 2

TotalA 8 (6a ) 48 a

Es decir, el área de los ocho cubos es el doble del área del cubo más grande.

Velocidad de agitación

La agitación también puede incrementar la velocidad de disolución. La agitación

aumenta la velocidad del contacto entre las partículas de soluto no disueltas y las moléculas del disolvente que aún no se unen a las partículas del soluto. Por eso

agitamos el café o el té una vez que le hemos añadido azúcar.

Temperatura

Suponiendo que una sustancia es soluble en otra, un incremento en la

temperatura da como resultado un aumento en la velocidad de disolución. Este aumento de velocidad está relacionado con el incremento en la energía cinética del soluto, del

disolvente y de la disolución. Con una mayor energía cinética, las partículas del soluto se separan con mayor facilidad unas de otras y las moléculas del disolvente pueden

interactuar con más frecuencia con las partículas del soluto. Por tanto, se incrementa la velocidad de disolución.

Dilución de soluciones

Una práctica habitual en el laboratorio en la dilución de una solución de una concentración conocida. Esto se hace, simplemente agregando más disolvente a la

solución original, hasta que la concentración (que será menor) se alcance. Es importante recalcar que no hay cambio en la cantidad de soluto presente en la

disolución final, sino que el volumen de solución es, ahora, mayor. Desde este punto de vista, dado que el soluto no cambia en cantidad, luego de la

dilución, los moles de ese soluto permanecen igual y sólo cambia la suma total, de soluto

y solvente.

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Por lo tanto, dado que la molaridad se define como

soluto

solución(L)

nMolaridad

V

tendremos dos concentraciones molares: la inicial y aquella después de la dilución.

Indiquemos dichas concentraciones como M1 y M2. Por otro lado, los volúmenes de ambas soluciones son distintos: hay un volumen inicial y otro final (después de la

dilución). Llamemos a estos volúmenes V1 y V2 (no olvidemos que se expresan en litros).

En cada uno de estos casos, la cantidad de moles de soluto es la misma. Eso nos

permite escribir

y

Por lo tanto,

Propiedades coligativas de las disoluciones

Las propiedades coligativas de las disoluciones son aquellas que dependen sólo

de la cantidad de partículas de soluto que están presentes en la disolución y no de las características químicas de ellas. Vamos a asumir que el soluto tiene una buena

capacidad de disolución en el solvente y que además se trata de un soluto no volátil. Existen cuatro propiedades coligativas. Ellas son:

1.- Aumento del punto de ebullición 2.- Disminución del punto de congelación

3.- Disminución de la presión de vapor 4.- Aumento de la Presión osmótica

Aumento del punto de ebullición

Sabemos que el punto de ebullición representa aquella temperatura en que la sustancia en estado líquido pasa a estado gaseoso. Esto ocurre cuando la presión de

vapor del líquido iguala la presión atmosférica. La presión de vapor de un líquido puro, corresponde a la presión que ejercen las

moléculas gaseosas, de la sustancia, en equilibrio con sus moléculas líquidas a una determinada temperatura.

Es decir, a medida que las moléculas de la superficie del líquido van pasando a estado gaseoso comienzan a ejercer presión en el espacio que queda dentro del recipiente.

Podemos apreciar esto en el siguiente diagrama.

soluto1 soluto 1 1

1

nM n M V

V

soluto2 soluto 2 2

2

nM n M V

V

1 1 2 2M V M V

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Al comparar el punto de ebullición de un líquido puro y del mismo líquido con un soluto disuelto en él, se aprecia una diferencia de temperatura. La temperatura de ebullición, es

más alta en la solución que en el disolvente puro. El alza de temperatura se relaciona directamente con la concentración del soluto presente. Esto se puede expresar

matemáticamente como

eT K m

donde ΔT es la diferencia de temperatura, entre la solución y el solvente puro; Ke,

corresponde a la constante ebulloscópica y m, es la concentración del soluto en unidades

molales.

Disminución del punto de congelación

Una situación similar se presenta con respecto al punto de congelación de la solución respecto al solvente puro. En este caso, la solución presenta un punto de

congelación más bajo que el solvente puro. Este comportamiento también está asociado a

la concentración de soluto presente. Podemos expresarlo de una manera parecida a la anterior.

cT K m

donde ΔT es la diferencia de temperatura, entre la solución y el solvente puro; Kc,

corresponde a la constante crioscópica y m, es la concentración del soluto en unidades

molales.

Disminución de la presión de vapor

Otra de las variaciones que ocasiona agregar soluto a una solución, es que

produce un descenso en la presión de vapor de la solución comparada con el solvente puro.

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La variación de la presión del vapor proveniente del líquido puro y del líquido que es parte de la solución, se puede expresar matemáticamente del siguiente modo

o

soluto solventeP P

donde o

solventeP corresponde a la presión que ejerce el solvente cuando está puro. La

presión se puede expresar en milímetros de mercurio (mm de Hg) o en atmósferas (atm).

Se sabe que 1 atm = 760 mm de Hg. Además, soluto , es la fracción molar del soluto

presente en la disolución.

Aumento de la presión osmótica

Determinaciones experimentales y deducciones teóricas han llevado a la

conclusión de que el soluto de una solución ideal se comparte como un gas encerrado en un recipiente, ejerciendo una presión sobre las paredes denominada presión osmótica,

y representada con la letra .

La presión osmótica resulta ser directamente proporcional al número de moles de

soluto disuelto y a la temperatura absoluta, e inversamente proporcional al volumen, con

una constante de proporcionalidad que tiene el mismo valor de la constante de los gases, R.

De tal forma que

n R T

V

en la que R = 0.082 atm·L·mol-1·K-1.

Si un soluto se encuentra en diferente concentración en dos puntos distintos de

una misma solución, se establecerá una diferencia de presiones osmóticas y como efecto de ello una tendencia a la igualación de la concentración para que el sistema esté en

equilibrio. Las propiedades osmóticas tienen enorme importancia en los procesos fisiológicos debido

a que muchas células poseen membranas de carácter semipermeable.

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En un recipiente que contiene un determinado solvente, se introduce una bolsa de un material semipermeable, que contiene una solución formada por el mismo solvente y

cierto soluto. Al entrar en contacto, se va a producir una diferencia de presión osmótica (A), que ocasionará que el solvente (que puede atravesar la pared), ingrese en cantidad

suficiente para garantizar el equilibrio entre las presiones osmótica que hay al interior y exterior de la bolsa (B).