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INTRODUCCIÒN
La naturaleza posee un número ilimitado de tipos de mezclas que coexisten en ellas y tienen
un papel primordial en los distintos sistemas químicos, físicos y biológicos.
Estos sistemas se clasifican en tres importantes clases:
Soluciones o Disoluciones
Coloides
Suspensiones
La propiedad que las distingue es el tamaño de las partículas del soluto.
SOLUCIONES O DISOLUCIONES
En las cuantificaciones de la materia no sólo se estudian sustancias puras o reacciones
químicas, ya que en la práctica observamos que muchas sustancias se presentan en forma
de mezclas.
Casi todos los gases, líquidos y sólidos de los cuáles está formado nuestro mundo son
mezclas de dos o más sustancias, mezcladas de forma física pero no químicamente
combinadas.
Dichas mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas.
Las mezclas homogéneas están compuestas por dos o más sustancias puras cuyas
proporciones son variables; estas mezclas se caracterizan por presentar una sola propiedad
en toda su extensión, por ejemplo: el aire, la sangre, el agua de mar, etc.
A estas mezclas homogéneas también se les llama soluciones.
Las disoluciones o soluciones son muy importantes en todos los procesos vitales y en las
áreas científicas. Las disoluciones son las mezclas más abundantes en el ambiente.
Por ejemplo, el cuerpo humano se encuentra constituido por ellas, la atmósfera es una
disolución de gases entre Oxígeno y Nitrógeno. El Bióxido de Carbono disuelto en el agua
constituye la gasificación de las bebidas carbonatadas o refrescos comerciales. Asimismo, al
preparar una taza de té o café, se utiliza agua caliente para disolver las sustancias o
constituyentes que se extraen de los granos de café y de los granos de algunas plantas; otro
ejemplo vivencial es el agua de los océanos que forman una inmensa disolución con un gran
número de sales disueltas tales como el cloruro de sodio. En un hospital el uso de
antisépticos, como la tintura de yodo, es un ejemplo màs de disolución, en este caso yodo
disuelto en alcohol.
Solución: Es una mezcla homogénea en la cuál intervienen dos fases, una llamada
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soluto, y otra llamada solvente.
Soluto: Es la parte que interviene en menor cantidad. Es la fase que se dispersa o
disuelve.
Solvente: Es la parte que interviene en mayor proporción. Es la fase dispersante, es decir,
en la que se disuelve el soluto.
Tanto el soluto como el disolvente se llaman componentes de una disolución o solución.
Ambas sustancias (soluto y solvente) se mezclan en proporciones variables. Se deben
delimitar las proporciones en las que participa cada componente de la mezcla homogénea o
disolución. El soluto se encuentra en menor proporción a diferencia del disolvente, el cual
está en mayor proporción.
Ahora bien, a esa variabilidad en las proporciones de una solución se le llama
concentración, y es la relación que existe entre la cantidad de soluto disuelto en una
cantidad definida de solvente.
Al correlacionar las proporciones del soluto y disolvente con sus propiedades
derivadas a partir de un estado físico o de agregación sobre todo del solvente, se
obtendrán distintos tipos de disoluciones, como se muestra en la siguiente tabla.
Tipo de Disolución Soluto Solvente Solución Ejemplo
Gaseosa
Gas O2
GasN2
Gas Aire
Líquido Gas Gas Desodorantes en aerosol
Sólido Gas Gas Pinturas en aerosol
Líquida GasCO2
LíquidoAgua
Líquido Refrescos
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LíquidoÁcido Acético
LíquidoAgua
Líquido Vinagre
SólidoAzúcar
LíquidoAgua
Líquido Agua con azúcar
Sólida
LíquidoHg
SólidoAg
SólidoAmalgama
dentalSólido
CarbonoSólidoHierro
Sólido Acero
Gas Sólido Sólido Extintores
Las soluciones desempeñan un papel muy importante en muchos procesos que ocurren
continuamente a nuestro alrededor. Estas, pueden existir en cualquier estado de la materia:
gas, sólido y líquido; sin embargo, las soluciones líquidas o acuosas son mas
convenientes para almacenar y mezclar que los sólidos o gases, y las cantidades de
sustancias presentes en solución pueden medirse de manera muy precisa.
Muchas reacciones tienen lugar en ambientes acuosos, es por ello que la comprensión de las
reacciones en solución acuosa es extremadamente importante en la química y en las
ciencias asociadas a ella.
Las soluciones acuosas las podemos encontrar en múltiples ejemplos: tal es el caso de los
océanos que contienen tantas sustancias disueltas, los jarabes, las medicinas, y en nuestro
organismo, donde la sangre como medio acuoso constituye el transporte de nutrientes y
oxígeno hacia los músculos y órganos.
En una solución acuosa podemos encontrar a una sustancia o sustancias disueltas en un
disolvente, siendo el ”agua” el disolvente o solvente universal por excelencia, ya que es
capaz de disolver muchas sustancias.
La función que el disolvente juega en una reacción depende de su naturaleza química.
El agua es, en verdad, un disolvente único y conveniente. Es capaz de disolver una gran
variedad de compuestos iónicos y covalentes debido a la naturaleza de sus moléculas.
El gran poder disolvente del agua es el resultado de su polaridad y excepcional habilidad
para formar enlaces por puente de hidrógeno.
Enlace por Puente de Hidrógeno.- Se da entre moléculas que tienen un átomo de H
unido a un átomo pequeño, altamente electronegativo con pares de electrones libres.
SOLUBILIDAD
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Solubilidad.- Es la facilidad con que un soluto se disuelve en un solvente o la
capacidad de una sustancia de dispersarse en otra.
Solubilidad de un soluto.- Es la cantidad máxima en gramos que se disuelve o se puede
solubilizar en 100 gramos de disolvente a una cierta temperatura.
Consideremos lo que sucede cuándo se pone un pequeño cristal de un compuesto iónico,
como el NaCl, en un medio acuoso.
Recuerde que una molécula de agua tiene un dipolo, esto es, el oxígeno tiene una carga
parcial negativa y el hidrógeno, una carga parcial positiva. De inmediato, las moléculas de
agua son atraídas por los iones sobre la superficie del cristal. Los hidrógenos de las
moléculas de agua interactúan con los iones Cl- y los oxígenos interactúan con los iones
Na+.
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Las interacciones electrostáticas entre un iòn y los dipolos de las moléculas covalentes se
conocen como fuerzas iòn dipolo. Las fuerzas iòn-dipolo tiran de estos iones superficiales
para sacarlos del cristal.
Las fuerzas atractivas iòn-dipolo superan las fuerzas atractivas iòn-iòn y rompen la
estructura cristalina. Conforme los iones se separan, mas moléculas del agua lo rodean
formando capas de hidratación.
El proceso de rodear a las partículas de soluto con partículas de disolvente se llama
solvataciòn.
La solvataciòn en el agua se llama hidratación.
La solución de NaCl en agua se representa mediante la ecuación:
NaCl(ac)H
2O Na+
(ac) + Cl-(ac)
Además de los compuestos iónicos, muchos compuestos covalentes polares también se
disuelven en agua. Algunos lo hacen así y forman iones en solución y otros no. Por ejemplo,
cuándo el compuesto covalente polar HCl se disuelve en agua, los dipolos del agua son
atraídos por los dipolos opuestos del HCl. Se lleva a cabo otra competencia entre el enlace
covalente que mantiene unidos a los átomos y las fuerzas dipolo-dipolo entre moléculas.
Aquí, el enlace se rompe formando iones H+ y iones Cl- hidratados en solución. La solución
de un compuesto covalente para producir iones se representa como:
HCl(ac)H
2O H+
(ac) + Cl-(ac)
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
Dentro de los factores que alteran o modifican la solubilidad de un soluto en un disolvente,
pueden estar:
Tamaño de las partículas.- La solubilidad de un soluto con mayor superficie de contacto
aumenta la solubilidad y a menor superficie de contacto con el disolvente, la solubilidad
disminuye.
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Naturaleza química de los componentes de la solución.- En química existe una regla de
solubilidad, que enuncia: <<lo semejante disuelve a lo semejante>>. Esto significa que tanto
el soluto como el solvente deberán tener la misma polaridad, es decir, que los disolventes
polares disuelven solutos polares, y disolventes polares solutos no polares. La afinidad entre
el soluto y el solvente, aumentará o disminuirá la solubilidad.
Temperatura.- La temperatura afecta la velocidad y el grado de solubilidad. Generalmente, la
solubilidad de solutos sólidos aumenta con la temperatura. Al disminuir la temperatura, la
solubilidad sufre un decremento. Cuando el soluto es un gas, al aumentar la temperatura, la
solubilidad disminuye, ya que las moléculas del gas escapan de la solución.
Presión.- El efecto de la variación de presión es prácticamente nulo en la solubilidad de
solutos sólidos y líquidos, pero afecta la solubilidad de los gases. A mayor presión, mayor
solubilidad de un gas. Este fenómeno lo observamos en las bebidas carbonatadas, ya que se
embotellan a alta presión, pero cuando se destapan, el gas disuelto se vuelve insoluble y
produce burbujas.
Agitación Mecánica.- Entre más se agite la mezcla, habrá un mejor contacto entre la fase
dispersante y la dispersa.
SOLUCIONES ELÉCTROLÍTICAS Y NO ELECTROLÍCAS
Las disoluciones también se clasifican de acuerdo con su condición eléctrica. Esto se refiere
a la capacidad que poseen ciertas disoluciones de permitir la conducción de la energía
eléctrica a través de la mezcla homogénea; por ello, podemos hablar de disoluciones
conductoras y no conductoras. La clasificación queda como:
Soluciones Electrolíticas.- Aquéllas que conducen la electricidad.
Soluciones No Electrolíticas.- Aquéllas que no conducen la electricidad.
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Ésta característica se relaciona con si el soluto es una sustancia electrolítica o no
electrolítica..
Las sustancias electrolíticas pueden disolverse total o parcialmente en agua. Si se disuelve
totalmente, se llaman electrólitos fuertes; si sólo se disuelve una parte, se llaman
electrólitos débiles.
Esto se debe a la capacidad de ionización del soluto en agua, por lo tanto::
a) Los electrolitos fuertes se ionizan totalmente en un medio acuoso.
b) Los electrolitos débiles se ionizan parcialmente.
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Hasta ahora has aprendido que las disoluciones son mezclas y una de sus características
más importantes es que cuando se separan sus componentes por métodos físicos, éstos
conservan sus propiedades individuales. Pero, ¿qué sucede con las propiedades de las
sustancias en tanto están en la solución?
Podríamos esperar que la presencia de partículas de soluto haga que las propiedades físicas
de una solución sean diferentes a aquéllas del disolvente puro. Sin embargo, lo que no
esperaríamos es que, en el caso de cuatro propiedades importantes de las soluciones, el
número de partículas de soluto sea lo que hace la diferencia, y no su identidad química.
Dicho de otra manera los solutos afectan algunas de las propiedades físicas de sus
disolventes. La evidencia experimental señala que es el número de partículas y no su
naturaleza iónica o molecular el que afecta las propiedades de la disolución.
La palabra coligativa se refiere al efecto colectivo de las partículas del soluto sobre el
disolvente.
Estas propiedades, conocidas como propiedades coligativas (coligativa significa
“colectiva”) son:
La presión de vapor.
Punto de ebullición.
Punto de congelación.
Presión osmótica.
A pesar de que la mayoría de estos efectos son pequeños, tienen muchas aplicaciones
prácticas, incluyendo algunas vitales para sistemas biológicos.
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Concentraremos la mayor parte de nuestra atención en el caso más simple, las propiedades
coligativas de soluciones diluidas de solutos que no se disocian en iones y tienen una presión
de vapor despreciable aún en el punto de ebullición del disolvente. Tales solutos se
denominan no electrólitos no volátiles; la sacarosa (azúcar de mesa) es un ejemplo
Disminución de la Presión de Vapor.
Para entender esta propiedad primero definiremos lo que es evaporización ó vaporización y
presión de vapor.
Evaporización o vaporización: Es el proceso en el cuál un líquido se transforma en gas.
Presión de vapor: Cuando un líquido se evapora, sus moléculas gaseosas ejercen una
presión de vapor.
Las moléculas se desplazan desde el líquido al espacio vacío. En cuanto las moléculas dejan
el líquido, establecen la fase vapor. Cuando aumenta la concentración en la fase vapor,
algunas se condensan (regresan a la fase líquida), es decir, una molécula choca en la
superficie del líquido y queda atrapada por las fuerzas intermoleculares del líquido. En cierto
momento se establece un estado de equilibrio ya que las velocidades de condensación y de
evaporación se igualan.
Cuando se añade el soluto al disolvente, éste tiene menor tendencia a abandonar la
disolución para convertirse en vapor, así la presión de vapor de una disolución es menor que
la del disolvente.
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Solución Disolvente
La presión de vapor de un líquido puro depende de la tendencia que tienen sus
partículas a escapar de su superficie. Así, se establece un equilibrio dinámico entre las
partículas que se evaporan o escapan de la superficie y las que regresan o condensan.
En una disolución el número de partículas del disolvente en la superficie es menor,
dado que se encuentran en constante interacción con las partículas del soluto, lo que
se traduce en una disminución de la presión de vapor.
Valor de presión de vapor a 25ºC
Disolvente puro Disolución
Agua: 23.8 mmHg
50 ml de glicerina en 500 ml de agua: 23.2 mmHg
1 mol de sacarosa en 19 moles de agua: 22.61 mmHg
3 moles de sacarosa en 19 moles de agua: 20.23 mmHg
Elevación del Punto de Ebullición.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual un líquido hierve. Cuando esto sucede, la
presión del vapor del líquido es igual a la presión atmosférica. La presencia de un soluto no
volátil en un disolvente ocasiona que la disolución resultante hierva a una temperatura más
alta que cuando el disolvente se encuentra puro; esto se debe a un mayor requerimiento de
energía calorífica para pasar suficientes partículas del disolvente a la fase gaseosa e igualar
la presión de vapor con la presión atmosférica. La diferencia de temperatura entre el punto
de ebullición de la disolución y el punto de ebullición del disolvente se denomina elevación
del punto de ebullición.
Debido a que la presión de vapor de una solución es menor que la del disolvente puro a
cualquier temperatura, una solución ebulle a una temperatura más alta que la del
disolvente puro.
Disminución del Punto de Congelación..
Valor de punto de ebullición (ºC)
Disolvente puro Disolución
Agua: 100ºC1 mol de sacarosa en 1 kg de agua: 100.51 ºC
2 moles de sacarosa en 1 kg de agua: 101.02 ºC
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En una solución el soluto (no volátil) interfiere con las fuerzas de atracción entre las
partículas del disolvente, lo cual evita que éste pase al estado sólido en su punto de
congelación normal.
Como acabamos de ver, de la solución solamente se pueden evaporar moléculas del
disolvente, de tal manera que el soluto no volátil se queda atrás. De manera similar, en
muchos casos sólo las moléculas del disolvente pueden solidificar, nuevamente dejando
atrás a las moléculas de soluto para formar una solución ligeramente más concentrada. El
punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual su presión de vapor es
igual a la del disolvente puro. A esta temperatura, las dos fases – disolvente sólido y la
solución líquida están en equilibrio. Debido a que la presión de vapor de la solución es más
baja que la del disolvente a cualquier temperatura, la solución se congela a una temperatura
más baja que la del disolvente. En otras palabras, el número de partículas del disolvente que
dejan y entran al sólido por unidad de tiempo se igualan a una temperatura más baja.
El punto de congelación de una solución siempre es menor que el de su disolvente
puro.
Valor de punto de congelación (ºC)
Disolvente puro Disolución
Agua: 0ºC1 mol de sacarosa en 1 kg de agua: - 1.86°C
2 moles de sacarosa en 1 kg de agua: -3.72°C
Ósmosis - Presión Osmótica.
La palabra ósmosis deriva del griego osmos, que significa empuje o impulso.
El fenómeno de la ósmosis fue descubierto en 1748 por el físico francés Jean Antoine Nollet
(1700-1770), al experimentar cubriendo el extremo inferior del tubo de vidrio con papel
pergamino, llenándolo posteriormente con una disolución acuosa de sacarosa en el extremo
opuesto del tubo. Cuándo sumergió el extremo cubierto del tubo por el pergamino en un vaso
de precipitado con agua, el nivel de la disolución en el extremo superior ascendió,
demostrando con ello que la difusión de las moléculas del agua desde el vaso de
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precipitados, a través de la membrana, era más rápida que la difusión de las moléculas de
sacarosa en dirección opuesta.
La ósmosis es la transferencia del disolvente, que regularmente es el agua, a través de
una membrana semipermeable (una barrera que permite el paso del agua, pero no las
partículas de soluto) existiendo con ello una diferencia de concentración que va de un
espacio de menor concentración de soluto a otro de elevada concentración.
Ósmosis.- Paso selectivo de moléculas del disolvente a través de una membrana porosa ó
semipermeable desde una disolución diluida hacia una de mayor concentración.
Por ejemplo, si el agua pura y una solución de azúcar están separadas por una membrana
semipermeable, las moléculas de agua fluyen o se transportan por la membrana hacia la
solución de mayor concentración de azúcar a una velocidad más alta de la que regresan,
esto provoca que el volumen se incremente. El aumento de peso de la solución de azúcar
ejerce una presión hacia abajo, llamada presión osmótica. En el azúcar esta presión
empuja el agua de regreso a través de la membrana semipermeable y evita cualquier otro
incremento de volumen.
Presión Osmótica.- Es la presión requerida para evitar un aumento de volumen de una
solución por la transferencia de disolvente puro a través de una membrana semipermeable.
Presión Osmótica.- Es la presión requerida para detener el flujo de disolvente de la solución
diluída hacia la solución más concentrada.
La presión osmótica establece una relación directamente proporcional al número de
partículas en la disolución; es decir, a mayor número de partículas disueltas, más alta será
ésta.
Como consecuencia de la concentración de fluídos a un lado y otro de una membrana
semipermeable, se tienen:
Disoluciones Isotónicas
Disoluciones Hipotónicas
Disoluciones Hipertónicas
Disoluciones Isotónicas.- Son aquéllas dónde la concentración del soluto es la misma en
ambas soluciones separadas por de la membrana semipermeable, por lo tanto, la presión
osmótica en la misma disolución isotónica es la misma que en los líquidos del cuerpo y no
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altera el volumen de las células. Por ejemplo, si se coloca un eritrocito en una disolución
isotónica, retiene su volumen normal debido a que hay un flujo igual de agua hacia el interior
y exterior de la célula.
Disolución Hipotónica.- Cuándo la disolución de un lado de la membrana tiene menor
concentración de solutos respecto a la otra disolución se conoce como hipotónica.
El agua pura se considera una disolución hipotónica, ya que su presión osmótica es menor
que la de las células. La penetración de agua a la célula se debe entonces a una diferencia
de presión osmótica, este aumento de líquido provoca que la célula se hinche y posiblemente
se rompa. Este proceso se denomina hemólisis.
Disolución Hipertónica.- Cuando la disolución de un lado de la membrana tiene mayor
concentración de solutos respecto a la otra disolución se conoce como hipertónica. En este
caso, si una de las soluciones es agua, la diferencia de presión osmótica ocasiona que salga
agua de las células, la célula pierde líquido y se contrae, este proceso recibe el nombre de
crenación o plasmólisis.
Este tipo de disoluciones son particularmente importantes para las células. La difusión del
agua hacia adentro o hacia fuera de una célula viva que está delimitada por una membrana
semipermeable es un proceso biológico vital en el que es evidente el fenómeno de ósmosis.
Los glóbulos rojos (eritrocitos) del plasma sanguíneo son un claro ejemplo de ello.
La siguiente ilustración muestra lo que sucede cuando eritrocitos se colocan en
disoluciones con diferente presión osmótica.
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IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
* La importancia de las propiedades coligativas se pone de manifiesto
en el desarrollo
de los anticongelantes, sustancias químicas como el metanol, el etanol y el 1,2-
Etanodiol (Etilenglicol- C2H6O2) que, cuando se añaden al agua, la disolución que se
forma tiene un punto de ebullición mayor. Esta propiedad se aplica al agua de los
radiadores de los automóviles y aviones, y así se evita que el agua hierva al absorber
calor que proviene de los motores; también se evita que el agua del radiador se
congele en invierno en lugares de clima extremoso.
* Para derretir el hielo que rodean las llantas de aviones, estas se
espolvorean
con sales de NaCl ó CaCl2, este método para el deshielo funciona porque disminuye
el punto de congelación del agua
* La presión osmótica es la responsable de que las frutas y verduras,
las raíces de
plantas y árboles, así como células de los organismos animales absorban agua y otros
disolventes.
* Las disoluciones inyectadas en el torrente sanguíneo deben ser
isotónicas con
respecto a la disolución interior de estas células, es decir, con igual presión osmótica.
* Las disoluciones fisiológicas que se emplean para sustituir o
reemplazar los líquidos
del organismo, como las soluciones salinas de NaCl AL 0.9%, (solución salina
fisiológica) o las disoluciones de glucosa al 5%, generalmente no tienen la misma
clase de partículas que los líquidos del cuerpo, pero sí ejercen la misma presión
osmótica.
CONCENTRACIÒN
Otra forma de clasificar las disoluciones es atendiendo a la cantidad de soluto que puede
solubilizarse en un volumen determinado de disolvente.
La relación que existe entre la cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de
solvente se llama concentración.
Concentración = Cantidad de Soluto
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Cantidad de Solvente
En relación con lo anterior, la concentración de una solución va a depender de la cantidad de
soluto que pueda disolverse en un solvente, ya sea con respecto al peso o al volumen de los
mismos.
Clasificación Empírica de las Soluciones.
Clasificación Cualitativa.
La concentración de una solución se puede describir de manera empírica, cabe hacer notar
que una clasificación cualitativa de la concentración de una solución solo nos indica
las cantidades relativas de los componentes pero no sus cantidades exactas.
A continuación están esquematizadas estas clasificaciones.
Es necesario hacer hincapié en que cuando se trata de comparar cualitativamente varias
disoluciones del mismo soluto en el mismo disolvente, se utilizan los siguientes términos,
para distinguir que unas tienen más soluto que otras en la misma cantidad de disolvente.:
Solución Diluida.- Cuándo tiene disuelta una pequeña cantidad de soluto.
Solución Concentrada.- Cuándo tienen disuelta una gran cantidad de soluto.
Para entender la siguiente clasificación cualitativa de las soluciones, tomaremos como
referencia el ejemplo visto en la disolución del NaCl en medio acuoso.
Imagine que sucede a nivel molecular cuándo un sólido iónico se disuelve. Los iones dejan el
sólido y se dispersan en el disolvente. Algunos iones colisionan ocasionalmente con el soluto
no disuelto y recristalizan. Siempre y cuando la velocidad de disolución sea mayor a la
velocidad de recristalizaciòn, la concentración de iones aumenta (solución insaturada). Los
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iones del sólido terminan por disolverse a la misma velocidad a la que los iones disueltos se
recristalizan (solución saturada).
En este punto, aunque continúa la disolución y recristalizaciòn, no existe un cambio adicional
con respecto al tiempo. El sistema ha llegado al equilibrio, esto es, el soluto en exceso no
disuelto, está en equilibrio con el soluto disuelto.
Soluto No Disuelto Soluto DisueltoSolución Saturada
Solución Saturada.- Es aquélla en la que a una determinada temperatura, un disolvente no
puede disolver mayor cantidad de soluto, es decir, contiene soluto disuelto en equilibrio con
soluto no disuelto.
Contiene la máxima cantidad de soluto disuelta en un disolvente dado, a una temperatura
determinada, en presencia de soluto no disuelto.
Cuando la cantidad de soluto es igual a la solubilidad, decimos que la solución es saturada.
La formación de una solución saturada se logra por medio por medio de una vigorosa
agitación con exceso de soluto.
Solución Insaturada.- Es aquélla en la que se puede agregar mayor cantidad de soluto por
unidad de volumen de solvente.
A una solución que contiene menos de la cantidad de soluto con la cuál se alcanza la
saturación, se le puede adicionar más soluto; el cuál se disolverá hasta que la solución se
convierta en saturada.
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Si la concentración de soluto es menor que su solubilidad recibe el nombre de solución
insaturada o no saturada.
Solución Sobresaturada.- Es aquélla que contiene mayor cantidad de soluto, a una
determinada temperatura, que la solución saturada. Es posible preparar soluciones que
contengan disuelta una cantidad mayor de soluto a una temperatura elevada. Estas
disoluciones se conocen como sobresaturadas. La sobresaturación de una disolución es un
proceso especial, usualmente se realiza por calentamiento.
Sin embargo este tipo de disoluciones (miel de abeja o salmueras) son inestables pues, si se
frotan las paredes del recipiente o si se agita la solución, así como si se agrega un cristal de
soluto, se provoca la cristalización de éste.
CLASIFICACIÒN CUANTITATIVA DE LAS SOLUCIONES
La concentración de las soluciones, como ya lo mencionamos, se puede expresar de manera
cualitativa, sin embargo, para la determinación de la concentración de manera cuantitativa es
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necesario calcularla en términos de soluto y solvente, la cuál se puede expresar por medio
de los siguientes métodos:
1. Composición Porcentual (%)
2. Molaridad (M)
3. Molalidad (m)
4. Normalidad (N)(
Término de Concentración Relación
composición
Porcentual
Partes en Masa
(%) Masa Masa de soluto (100)
Masa de Solución
Partes en Volumen
(%) Volumen
Volumen de soluto (100)Volumen de Solución
Partes en Masa en Volumen de solución
(% Masa/Volumen) Masa de soluto (100)
Volumen de Solución
Fracción Molar
(X)Cantidad (mol) de soluto
moles de soluto + moles de solvente
Partes en Mol
(%) Mol(Fracción Mol)( 100 )
Partes Por Millón
ppm
Masa o volumen de soluto (10) 6 Masa o volumen de solución
Partes por Billón
ppb
Masa o volumen de soluto (10) 9 Masa o volumen de solución
Molaridad M Cantidad (mol) de solutoVolumen (lt) de solución
Molalidad m Cantidad (mol) de solutoMasa (kg) de disolvente
Normalidad N Equivalente Gramo de solutoVolumen (lt) de solución
COMPOSICIÒN PORCENTUAL EN SOLUCIONES
SOLUCIONES PORCENTUALES
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Varios términos de concentración se basan en el número de partes de soluto ( o de solvente)
presentes en un número específico de partes de solución. Las partes de solución pueden
expresarse en términos de masa, volumen o cantidad (mol).
Las soluciones porcentuales se expresan en masa de soluto referidos a 100 partes en masa
de solución.
Por Ciento en Masa % (p/p)
Las soluciones cuya concentración se expresa en tanto por ciento de masa en masa, son
aquéllas en las cuales se consideran como patrón un total de 100 gramos de solución, así
que el por ciento de masa de soluto significa la masa de soluto disuelta en cada 100 partes
de masa de solución, o la fracción masa multiplicada por 100. Por lo tanto, una solución al
20% de cloruro de sodio se prepara, con 20 gr. de NaCl como soluto y 80 gr. de agua como
solvente.
La fórmula para el por ciento en masa:
% Masa (soluto) = Masa de Soluto (100) Masa de Solución
Masa de la Solución = Masa de Soluto + Masa del DisolventePor Ciento en Volumen % (v/v)
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La concentración de una solución de dos líquidos se expresa generalmente en forma de
porcentaje en volumen. En consecuencia, el por ciento en volumen, es el volumen de soluto
en 100 volúmenes de solución. El patrón es 100 cm3 (100 ml).
Un ejemplo clásico son las bebidas alcohólicas; un vino que es 12% de alcohol, tiene 12 ml
de alcohol disueltos en 100 ml de vino.
La fórmula del por ciento en volumen es :
% Volumen (soluto) = Volumen de Soluto (100) Volumen de Solución
Volumen de la Solución = Volumen de Soluto + Volumen del Disolvente
Por Ciento en Masa en Volumen de Solución % (p/v)
Esta unidad es particularmente común en los laboratorios médicos y otras instalaciones
relacionadas con la salud.
Esta unidad es una proporción de masa de soluto por volumen de solución y relaciona la
masa de soluto a 100 cm3 (100 ml) de solución.
Preparar una solución de H3BO3 al 5% de masa en volumen significa, que se han disuelto 5
gr. de ácido bórico en agua hasta llegar a un volumen de 100 ml.
La fórmula del por ciento en masa en volumen de solución es::
% Masa (soluto)/Volumen de Solución = Masa de Soluto (100) Volumen de Solución
Por Ciento Mol % x
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La fracción molar es la relación del número de moles de soluto al número total de moles
(soluto más disolvente), esto es, partes por mol. El por ciento mol es la fracción molar
expresada como un porcentaje:
Fracción molar (X) = Cantidad (mol) Soluto Cantidad (mol) soluto + Cantidad (mol) solvente
% Mol = Fracción molar (100)
Partes por Millón (ppm) y Partes por Billón (ppb)
Este tipo de expresiones son particularmente útiles en la expresión de concentraciones
pequeñísimas de una sustancia, en relación con la cantidad total presente.
Las partes por millón se refieren a la cantidad de miligramos de soluto que existen en un
kilogramo de solución.
1 Kg. 1,000,000 mg.
50 ppm 50/1,000,000 0.000,050 Kg.
Es como si la unidad la dividiéramos en un millón de partes y consideramos solo 50 partes.
50 ppb 50/1,000,000,000 0.000,000,050 Kg.
Por ejemplo, sabemos que un litro de agua pesa aproximadamente un kilogramo, por lo que
una solución de una concentración de 50 ppm, significa que tiene disueltos 50 mg. de soluto
en un litro de solución.
Las partes por millón se obtienen multiplicando el cociente de la masa o volumen de soluto
entre la masa o volumen de la disolución por 1,000,000 (106), en lugar del 100%. Las partes
por billón se obtienen multiplicando el mismo cociente por 1,000,000,000 (109).
ppm = Masa o volumen de Soluto (106) Masa o volumen de Solución
ppb = Masa o volumen de Soluto (109) Masa o volumen de Solución
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MOLARIDAD
SOLUCIONES MOLARES
En muchas operaciones de laboratorio se requiere conocer el número de partículas de soluto
en una cierta cantidad de solución.
La molaridad (M) se define como el número de moles de soluto disuelto en un litro de
solución.
Molaridad = Número de moles Número de Moles = Peso del Soluto1 Litro de Solución Peso Molecular
M = n n = Wsoluto
V P.M
M = Molaridadn = Número de Moles de SolutoV = Volumen de Solución en Litros
Por lo tanto: M = wsoluto (P.M)(V)
En las soluciones molares se conoce la cantidad de soluto presente en la solución, pero no la
cantidad exacta de solvente, ya que en este caso el soluto es depositado en un matraz
aforado y se le agrega el solvente hasta la marca o aforo del matraz.
Una solución uno molar (1M) contiene 1 mol de soluto por litro de solución; una solución dos
molar (2M) contiene 2 moles por litro, y así sucesivamente.
De este modo, una solución 1M de Bromuro de Calcio contiene: 1 mol de CaBr2 (260 gr.)
disuelto en suficiente agua para completar 1 litro de solución.
21
Entonces para preparar una solución 10 molar (10M) de Ácido Sulfúrico, se deberán disolver
980 gr. (98 x 10) que equivalen a 10 veces su peso, hasta completar el volumen final de un
litro de solución.
MOLALIDAD
SOLUCIONES MOLALES
Una unidad de concentración que no contiene volumen en su relación es la molalidad (m).
La molalidad se define como el número de moles de soluto disuelto en 1000 gr (1Kg.) de
disolvente contenido en una solución.
Molalidad = Cantidad de soluto (mol) = Número de moles de solutoMasa de Disolvente (kg) Kilogramos de Disolvente
m = n m = MolalidadKg. n = Número de Moles de Soluto
Kg = Masa del Disolvente en Kg.
m = Wsoluto (P.M)(Kg)
Las soluciones molales se preparan midiendo “masas” de soluto y disolvente, no volúmenes
de disolvente o de solución.
Es importante notar que, debido a que 1 litro de agua tiene una masa de 1 Kg, la molalidad
y la molaridad son casi lo mismo para soluciones acuosas diluidas.
Por ejemplo , para preparar una disolución acuosa de Cloruro de Sodio (NaCl) uno molal
(1m), es necesario disolver 1 mol de la sustancia (58.45 gr.) en 1 kilogramo de solvente,
que en la mayoría de los casos es agua y equivale a 1 litro.
22
NORMALIDAD
SOLUCIONES NORMALES
La Normalidad es una forma de expresar una concentración de una solución y se emplea
mucho en las reacciones ácido-base en los procesos de neutralización y titulación.
La Normalidad se define como:
El número de equivalentes químicos gramos de soluto por litro de solución.
Normalidad = Número de Equivalentes Químicos Gramos de SolutoLitro de Solución
N = No. Eq-Gr V
El Equivalente Químico de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que reacciona,
reemplaza o desplaza a 1.008 gr. de Hidrógeno.
Número de Equivalentes Gramo = Peso SolutoMasa 1 Eq-Gr
No. Eq-Gr. = W soluto
Masa 1 Eq-Gr
N = No. Eq-Gr No. Eq-Gr. = W soluto
V Masa 1 Eq-Gr
N = W soluto
( Masa de 1 Eq-Gr) (V)
Una solución uno normal (1N) contiene disuelto 1 equivalente químico en gramos de
soluto en un litro de solución. Una solución dos normal (2N) contiene disuelto 2
equivalentes químico de soluto en un litro de solución, y así sucesivamente.
Un equivalente químico gramo de un ácido, base o sal, representa al número de gramos
del compuesto capaz de liberar 1 mol de iones H+, OH-, o cargas (+, -), respectivamente.
De una manera más simple y práctica, decimos que el equivalente químico de un ácido,
base o sal, es numéricamente igual a la masa molar del compuesto, dividido entre el
número de moles de iones H+, OH-, o cargas (+, -) que libera en la reacción.
Para obtener el equivalente químico de una sustancia se deben considerar varias formas,
según sea el tipo de sustancia química (ácido, base o sal).
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Tipo de Sustancia Fórmula Sustancia Desarrollo Resultado
ÀCIDO Eq-Gr = M.M #H+
H2SO4Eq-Gr = 98 2
1 Eq-Gr H2SO4 = 49 gr
BASE Eq-Gr = M.M #OH-
NaOH Eq-Gr = 40 1
1 Eq-Gr NaOH = 40 gr
SAL Eq-Gr = M.M#cargas Metal
MgBr2Eq-Gr = 184
21 Eq-Gr MgBr2 = 92 gr
Nota.- El número de cargas del metal se calcula multiplicando el número de átomos del
metal en la fórmula por su número de oxidación.
CONVERSIÒN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÒN
MOLARIDAD-NORMALIDAD NORMALIDAD-MOLARIDAD
La Normalidad puede ser igual o submúltiplo de la Molaridad, ya que existe una relación
entre el equivalente gramo y el mol de la misma sustancia.
M = N Si un mol es igual al equivalente gramo de la sustancia.
24
M = 2N Si un mol es igual a 2 equivalentes gramo de la sustancia.
M = 3N Si un mol es igual a 3 equivalentes gramo de la sustancia
Solución Masa Molar Eq-Gr Relación Molaridad Normalidad
H3PO4 98 gr. 32.66 M = 3N 2 0.66
KOH 1.5
Ca(OH)2 0.5
H2SO4 0.1
Al(OH)3 1
HNO3 2.5
Zn(OH)2 0.2
HCl 1.5
Na2SO4 5
BaS 8
CONVERSIÒN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÒNDENSIDAD
Para convertir una unidad basada en “masa” a otra basada en “volumen”, se necesita la
densidad (masa/volumen). Dada la solución, la densidad le da el volumen o viceversa.
Masa de la Solución = 350 gr 1.3 gr 1 ml
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δsoluciòn = 1.3 gr/ml 350 gr x
x = 269.23 ml (volumen de la solución)
Volumen de la Solución = 365 ml 1ml 0.8 gr
δsoluciòn = 0.8 gr/ml 365 ml x
x = 292 gr (masa de la solución)
problema
El Peróxido de Hidrógeno, es un agente oxidante poderoso que se usa en solución
concentrada en combustibles para cohetes y en solución diluida como decolorante de
cabello.
Una solución acuosa de Peróxido de Hidrógeno tiene 30% en masa y una
δsoluciòn = 1.11 gr/ml.
Calcule su: a) Molalidad b) Fracción Molar c) Molaridad
DILUCIÒN DE SOLUCIONES
Una de las prácticas más comunes en el laboratorio tanto para el químico experimentado
como para el iniciado es hacer un cierto volumen de una “solución diluida” a partir de una
“solución concentrada”.
Las soluciones concentradas que no se utilizan normalmente, se almacenan en el
laboratorio. Con frecuencia, estás disoluciones “de reserva” se diluyen antes de utilizarlas.
La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos
concentrada a partir más concentrada.
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Cuándo se diluye una solución únicamente, se agrega disolvente, incrementándose el
volumen de la solución; sin embargo, la cantidad de moles de soluto es invariable. En otra
palabras:
Moles de Soluto = Moles de Solutoantes de la dilución después de la dilución
De tal manera que el soluto se dispersa en un mayor volumen final. Así, un volumen dado de
la solución final contiene menor número de partículas y tiene una menor concentración.
Cuándo se realiza una dilución, no es recomendable diluir directamente la solución
concentrada; en este caso “se separa una cierta cantidad” (número de moles) de soluto” de
la solución madre, patrón o estándar y se diluye con agua para formar la solución diluìda.
A partir de las soluciones anteriores, concluimos lo siguiente:
La concentración de una solución es inversamente proporcional al volumen de confinamiento. Concentración α 1
V
27
INTRODUCCIÒN
En el universo de las disoluciones encontramos con frecuencia ejemplos que, por su
versatilidad, debemos relacionarlos con su naturaleza y comportamiento fisicoquímico al
interactuar el soluto con un solvente determinado, sin descartar lo relevante que resulta al
formar mezclas homogéneas que beneficien de manera sustentable la calidad de vida del
hombre, desde la ingesta de una deliciosa malteada de chocolate, hasta la compleja
suspensión estomacal que alivia los malestares ocasionados por los excesos alimenticios,
reconfortando de manera milagrosa el equilibrio en el estómago.
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Precisamente es en este punto donde tenemos la oportunidad de conocer y aprender
química a través de las evidencias prácticas.
Cuándo por curiosidad nos adentramos en todo aquello que se relaciona con nuestra vida, es
cuando realizamos grandes hallazgos que tienen un significado real. En el mundo
contemporáneo del trabajo intenso y extralimitado se han generado problemas de salud,
desde un simple dolor encefálico hasta la aguda o crónica gastritis referenciada por los
estados anímicos y de estrés.
Loa ácidos y bases son conceptos tan comunes en nuestra vida cotidiana que continuamente
escuchamos los nombres Aspirina (ácido acetilsalicílico) y Melox (hidróxido de aluminio y
magnesio). Estos compuestos poseen características muy importantes, ya que además de
ser la base de muchos productos medicinales, industriales y domésticos, su química
(reacciones ácido base) es sustancial en la mayoría de los procesos biológicos de la
naturaleza.
A partir del caso anterior comentaremos sobre las características que determinan el
comportamiento químico de los ácidos y bases y su peculiar reacción de neutralización que
se manifiesta cuando ambas reaccionan en conjunto.
Estudiosos del tema plantean una forma sencilla de identificar este tipo de compuestos a
partir de la experiencia operacional diaria. Por ejemplo, podemos retomar de la memoria los
recuerdos al beber una limonada y la sensación de salivación que produce al proyectar en la
mente el “sabor agrio” que lo caracteriza. Asimismo, a “untuosidad” de la potasa (nombre
común del hidróxido de potasio) cuando las amas de las casas lo aplican para “arrancar”
grasas de las parrillas de la estufa.
Podemos concluir con algunas definiciones operacionales de las sustancias ácidas y básicas.
Una sustancia ácida es aquélla que tienen las siguientes características:
Tienen sabor agrio.
Reacciona con los metales activos liberando hidrógeno molecular.
Reacciona con los bicarbonatos y carbonatos
En disolución acuosa se disocia produciendo iones H.
En solución acuosa conduce la electricidad.
Colorea el papel tornasol de azula rojo.
En contacto con la fenoftaleína ésta es incolora.
Al reaccionar con las bases se neutraliza y forma sales.
29
Con respecto a las sustancias básicas se caracterizan por:
o Tienen sabor amargo.
o Son untuosas al tacto.
o Son corrosivas.
o En disolución acuosa se disocian en iones hidroxilos (OH).
o Cambian de color el papel tornasol de rojo a azul.
o En contacto con la fenoftaleína ésta tiñe a fucsia o rosa mexicano.
o En solución acuosa conducen la electricidad.
TEORÍAS FUNDAMENTALES EN LAS DISOLUCIONES ÁCIDO-BASE
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
Ahora debemos justificar estas propiedades recordando algunas teorías que fundamentan los
comportamientos característicos de los ácidos y las bases para sus aplicaciones en el
contexto de la vida del hombre, esto es, en su conversión material para la elaboración de
productos que promuevan bienestar y seguridad.
TEORÍA ÁCIDO BASE DE SVANTE ARRHENIUS
Una de las sustancias más importantes en la naturaleza es el agua, por las propiedades.
Svante Arrhenius, químico sueco (1859-1927), dedicó gran parte de su investigación
científica a los efectos que la adición de ciertos solutos al agua que lograban formar una
solución conductora de la electricidad. Años antes, el científico inglés Michael Faraday (1791-
1867) había nombrado a estas sustancias “electrolitos”, indicando con ello que eran capaces
de conducir la electricidad al fundirse o al ser disueltas en agua. Basándose en sus
experimentos Arrhenius estableció, en 1887, el comportamiento de los ácidos y la presencia
del hidrógeno, proponiendo una teoría:
Los ácidos son sustancias que se disocian en el agua para producir iones de
hidrógeno (H+).
Las bases son sustancias que se disocian en el agua para producir iones
hidróxilo u oxhidrilo (OH-).
Ambos planteamientos pueden representarse gráficamente con los siguientes:
Ácidos de Arrhenius Bases de Arrhenius
30
H2O H2O
HCl H+ + Cl- NaOH Na+ + OH-
H2SO4 2H+ + SO4- Ca(OH)2 Ca+2 + 2OH-
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRONSTED-LOWRY
En 1923, el químico danés Johannes Brönsted (1879-1947) y el químico británico Thomas
Lowry propusieron, cada uno de forma independiente, una teoría que mejora
significativamente la propuesta de Arrhenius, dado que esta última se limitaba a las
soluciones acuosas y se han encontrado reacciones ácido-base que se verifican en fase
gaseosa o en solventes distintos al agua.
La definición de Brönsted-Lowry sostiene que:
Un ácido es cualquier especie química que puede donar un protón (iones de
hidrógeno H+), es decir, un átomo de hidrógeno sin su electrón.
Una base, es una especie capaz de aceptar un protón (iones de hidrógeno H+).
En esta teoría las reacciones químicas en las que intervienen los ácidos y las bases de
Brönsted-Lowry se denominan reacciones por transferencia de protones, dando lugar a
una serie de sustancias conjugadas de relevante consideración en el estudio del equilibrio
iónico de las mismas.
HA + B A- + BH+
Ácido 1 Base 1 Base conjugada Ácido conjugado
Par conjugado 2
Par conjugado 1
La reacción general que ocurre al disolver un ácido en agua se representa indicando que el
ácido (HA) dona un protón a una molécula de agua para formar un nuevo ácido (ácido
conjugado) y una nueva base (base conjugada).
HCl + HOH Cl- + H3O+
Ácido 1 Base 1 Base conjugada Ácido conjugado
Par conjugado 2
Par conjugado 1
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
El químico norteamericano Gilbert N. Lewis (1875-1945), ampliamente conocido por su teoría
del enlace covalente, sustento en 1923 una nueva teoría aplicable a los ácidos y a las bases
que no se concreta a la participación del protón sino que sostiene una nueva manera de
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entender el asunto a partir de su teoría del enlace covalente que, concretamente, se enfoca a
la transferencia de electrones.
Lewis formuló una definición que plantea:
Un ácido es un ión o molécula aceptor de un par de electrones.
Una base es un ión o molécula donante de un par de electrones.
Con ello logró un avance significativo frente a la teoría de Brönsted-Lowry porque se aplica a
soluciones y reacciones dónde ni siquiera participan el hidrógeno y el oxígeno.
NH3 + BF3 H3N – BF3
Base de Lewis Ácido de Lewis Compuesto
H F H F
H – N : + B – F H – N – B – F
H F H F
SISTEMAS ÁCIDO-BASE: Fuertes y débiles.
La mayoría de las mezclas de gran importancia ambiental, biológica, ambiental,
farmacéutica, médica y química utilizan como disolvente el agua. A este tipo de disoluciones
se les conoce de forma general como sistemas acuosos.
Una de las características más importantes de estos sistemas es su nivel de acidez o de
basicidad. La acidez o basicidad de un sistema acuoso depende en buena medida de las
sustancias disueltas en el agua y de sus características químicas
Los ácidos y bases tienen distintos grados de disociación en medios acuosos, y por esa
razón pueden clasificarse como fuertes y débiles.
ACIDEZ
La acidez se relaciona con la presencia de sustancias ácidas en el agua. Una sustancia
ácida es aquélla que al disolverse en agua libera iones de hidrógeno o hidronio (H, H3O+).
Las sustancias ácidas se clasifican en dos grupos:
Ácidos Fuertes: Son aquéllas sustancias ácidas que se disocian totalmente en agua para
liberar todos los iones H+ disponibles. Como ejemplos de ácidos fuertes están el ácido nítrico
(HNO3), el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido sulfúrico (H2SO4).
HCl H2O H+(ac) + Cl-(ac)
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Ácidos Débiles: Son aquéllas sustancias que se disocian parcialmente en el agua y no
pueden liberar todos los iones H+ disponibles. Los ácidos débiles más comunes son la
mayoría de los ácidos carboxílicos, como el ácido acético o vinagre:
CH3 – COOH H2O H+(ac) + CH3 – COO-
(ac)
BASICIDAD
La basicidad se asocial con la presencia de sustancias básicas en el agua. Una sustancia
básica es aquélla que al disolverse en agua libera iones hidroxilo (OH)-.
Las sustancias básicas se clasifican en dos grupos:
Bases Fuertes: Son aquéllas sustancias que se disocian totalmente en agua para liberar
todos los iones OH- disponibles. Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos de los
metales alcalinos y alcalinos-térreos, como el NaOH usado en productos para limpiar estufas.
NaOH H2O Na+(ac) + OH-
(ac).
Bases Débiles: Son aquéllas sustancias que se disocian parcialmente en el agua, por lo
que no es posible que liberen todos los iones OH- que tienen. Las bases débiles mas
comunes están representadas por un conjunto de compuestos derivados del amoniáco
llamados aminas; algunas de estas aminas se encuentran en los procesos de
descomposición de los seres vivos al morir, como por ejemplo: la trimetilamina, la putrescina
(1,4-butanodiamina) y la cadaverina (1,5-pentanodiamina).
CH3 CH3 +
H3C – N: H3C – N – H + OH-
CH3 CH3
Trimetilamina
AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
Considerando las diferentes teorías ácido base mencionadas con anterioridad, el agua
manifiesta una propiedad bivalente, ya que se comporta como ácido y como base a la vez. A
las sustancias con comportamiento similar al del agua se les denomina anfóteras,
anfipróticas o anfolíticas.
Esta propiedad permite al agua una reacción química a nivel iónico fundamental para la
explicación de los conceptos de acidez y basicidad que determinaremos analíticamente
desde los aspectos cualitativo y cuantitativo en la resolución de problemas referentes a las
concentraciones de iones de H+, OH- y pH.
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El agua es un electrolito muy débil, mal conductor de la electricidad, pero experimenta una
ligera ionización.
H2O(l) H+ + OH- Arrhenius
HOH + HOH OH- + H3O+ Brönsted-Lowry
Ácido 1 Base 1 Base conjugada Ácido conjugado
Tales reacciones generalmente se denominan autoionización del agua. En tal reacción,
solo una pequeña fracción del agua se ioniza, y las concentraciones de los iones de H+ y de
OH- permanecen sin cambios, éstas quedan manifiestas en la constante de equilibrio para la
autoionización del agua, cuya expresión es conocida como constante del producto iónico
del agua.
Kw = H+ OH- constante del producto iónico del agua.
Está expresión determinará el equilibrio iónico ácido-base para la formulación de la escala
de pH.
Una determinada la constante de equilibrio iónico y conociendo los valores experimentales
del agua pura a 25°C con una concentración de 55.55 M, se determina el grado de
disociación del agua pura en condiciones estándares y que es equivalente a 1 x 10 -14, siendo
las concentraciones de iones de H+ e iones de OH- iguales, es decir, 1 x 10-7.
Kw = H+ OH- = (1 x 10-7) (1 x 10-7) = 1 x 10-14
H+ = OH- = 1 x 10-7
En función de lo anterior:
Cuándo H+ = OH- la solución es neutra.
Cuándo H+ > OH- la solución es ácida.
Cuándo H+ < OH- la solución es básica
Como podrás observar, el grado de disociación del agua es muy pequeño, por lo que
debemos establecer una escala numérica con números reales para interpretar de manera
significativa el grado de acidez o basicidad de las soluciones en cuestión.
POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH).
Medida de la acidez y basicidad.
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Los valores de concentraciones de los iones H+ y OH- son números muy pequeños, y por
consecuencia difíciles de manipular; es necesario encontrar una forma más práctica para
utilizarlos. En 1909 Soren Peer Lauritz Sorensen, bioquímico danés, propuso una medida
más eficiente denominada pH (potencial de hidrógeno).
El potencial de hidrógeno (pH) es una escala numérica relativa que nos indica los rangos o
intervalos de validez, en la cual podemos determinar la acidez o basicidad (alcalinidad) de las
soluciones; dicha escala va de 0 a 14.
El potencial de hidrógeno se expresa matemáticamente a través de formas logarítmicas para
un mayor significado, tomando como base a los logaritmos decimales, planteando la
siguiente formulación:
pH = - log H+
Es decir, el potencial de hidrógeno (pH) es el logaritmo decimal negativo de la
concentración de los iones de hidrógeno (en mol/lt).
Si queremos conocer H+ :
H+ = 10-pH = antilog (-pH)
Debemos tener presente que esta definición se establece para tener valores convenientes
con los cuáles trabajar. El logaritmo negativo proporciona valores positivos al pH, que de otra
forma sería negativo por el pequeño valor de H+ . El valor obtenido para una disolución es
un número adimensional, de tal forma que:
Cuando el valor de pH es menor a 7, se dice que la disolución es ácida, esto significa
que la concentración de iones de H+ es alta y mayor a la concentración de iones OH-.
Cuando el valor de pH es igual a 7, se dice que la disolución es neutra, porque la
concentración de iones de H+ y de iones de OH- es igual.
El agua pura desionizada tiene un pH de 7.
Cuando el valor de pH es mayor a 7, se dice que la disolución es básica, porque la
concentración de iones H+ es menor que la concentración de iones OH-.
Al relacionar el grado de acidez con la basicidad de manera análoga, se tiene un modelo
semejante de cálculo:
pOH = - log OH+
Si queremos conocer OH- :
OH- = 10-pOH = antilog (-pOH)
Al integrar en una sola expresión ambas formulaciones obtenemos una alternativa más de
análisis cuantitativo:
pH + pOH = 14
35
Mas que el aspecto cuantitativo de un cálculo frío del pH en tu libreta, hoy más que nunca
nos interesa que comprendas el impacto de tus saberes sobre las cuestiones cotidianas de tu
vida y como ésta se correlaciona con las grandes problemáticas del cuidado del medio
ambiente. En el siguiente esquema observarás algo de lo mucho que en la vida moderna
acontece, que debes y debemos considerar para asumir una conciencia de prevención y
evitar un impacto negativo en el medio ambiente que nos circunda.
36
Existen en el mundo de la química sustancias que detectan los cambios de acidez y
basicidad con tan solo un cambio de coloración (viraje). Estas sustancias se llaman
indicadores ácido-base. Dos ejemplos clásicos de este tipo de sustancias químicas son las
que existen en la mayoría de los laboratorios escolares. Nos referimos a la fenolftaleína y el
papael tornasol.
La fenolftaleína es un compuesto químico producto de la reacción entre fenol (C2H5OH) y
anhídrido ftálico (C8H4O3) en presencia de ácido sulfúrico.
37
En análisis químico se utiliza como indicador ácido base, presentando un viraje o cambio de
coloración como se indica a continuación:
En un medio ácido la fenoltaleína es incolora.
En un medio básico (alcalino) la fenolftaleína es rosa intenso.
El papel tornasol o pH es utilizado para medir las concentraciones de iones de hidrógeno
contenidos en una sustancia o disolución, y se relaciona directamente con la escala de pH.
El papel de tornasol es un indicador de pH que se colorea de rojo
sumergido en un ácido y de azul cuando lo hace una base. Cuanto más
fuerte sea el ácido o la base, más intenso será el color del indicador.
38
COLOIDES-SUSPENSIONES COLOIDALES-SISTEMAS COLOIDALES
Una mezcla de alcohol en agua o de azúcar en agua son dispersiones muy familiares para ti.
Así también, lo son la leche y la gelatina, pero, ¡que clase de dispersiones son éstas?,
¿serán también disoluciones?
La materia se puede presentar en diversos tamaños, desde lo más pequeño hasta lo más
grande; por ejemplo, algunas partículas, como los granos de arena, se pueden observar a
simple vista; existen otras formas materiales más diminutas que pueden ser observadas a
través de microscopios ordinarios, tal es el caso de los glóbulos rojos de la sangre y las
bacterias; peo aún en el mundo microscópico encontraremos partículas como las moléculas
de hemoglobina que se pueden apreciar por medio del microscopio electrónico.
Al introducir el tema de las mezclas recordarás que se consideró que es posible distinguir
con facilidad una mezcla homogénea de una heterogénea; sin embargo, esta distinción no es
muy clara para algunas mezclas que representan un tipo intermedio entre las disoluciones
(mezclas homogéneas) y las suspensiones (mezclas heterogéneas). Estos tipos intermedios
de dispersiones de denominan coloides, suspensiones coloidales ó sistemas coloidales.
Por lo anterior, podrás darte cuenta de que el tamaño o magnitud de las partículas se
relaciona de manera directa con el tipo de mezclas homogéneas o heterogéneas.
Las moléculas de hemoglobina, mayores que las moléculas e iones ordinarios, son
demasiado pequeñas para verlas en un microscopio óptico.
Las partículas de las soluciones verdaderas tienen diámetros del orden de 0.1 a 1.0
nanómetros (1 nm = 10-9 m); el de los coloides es de 1 a 1000 nm y el de las suspensiones
de más de 1000 nm.
Es importante que recuerdes que la diferencia principal entre las dispersiones es el tamaño
de la partícula dispersa. Pero, ¿por qué las partículas coloidales son más grandes que las del
soluto en las disoluciones?
A diferencia de los iones o moléculas aisladas que pueden estar solvatadas en distintos
grados en una disolución, en un coloide las partículas de la fase dispersa pueden ser
conglomerados o agregados de átomos, iones o moléculas o bien pueden estar formadas por
una sola molécula gigante, como las proteínas.
39
Las partículas coloidales tienen propiedades intermedias entre las disoluciones verdaderas y
las suspensiones, se encuentran dispersas sin que estén unidas considerablemente a las
moléculas del disolvente y no se sedimentan al dejarlas en reposo. Estas conclusiones
fueron estudiadas, en 1860, por el químico británico Thomas Graham (1805-1869), el
observó que sustancias como el almidón, la gelatina, el pegamento y la albúmina de huevo
se difundían con gran lentitud al colocarlas en agua, en comparación con el azúcar y la sal.
Asimismo, propiedades como la difusión a través de una membrana semipermeable y la
capacidad de poder estabilizar no eran propias de los coloides.
De esto se desprenden las siguientes consideraciones básicas de los sistemas coloidales.
Tienen masa molar alta.
Las partículas coloidales miden de 1 a 1000 nm de diámetro.
El tamaño de sus partículas no es relativamente grande ya que pasan a través de
cualquier filtro.
Las partículas coloidales están suspendidas en el medio de dispersión y no pueden
sedimentar (solo hasta después de mucho tiempo).
A nivel macroscópico son homogéneas, pero microscópicamente son heterogéneas.
40
En los sistemas coloidales es común emplear los términos fase dispersa y fase dispersora
o dispersante.
Fase Dispersa.- Está formada por las partículas coloidales y es la sustancia en menor
proporción.
Fase Dispersora o dispersante.- Es el medio de dispersión en el que se encuentran distribuídas
las partículas coloidales.
CLASIFICACIÓN DE LOS COLOIDES
Los coloides se clasifican, en relación con el estado de agregación o físico de la fase
dispersa y el medio dispersante:
Tipo de coloide Fase Dispersa Medio Dispersante Fase del coloide Ejemplos
Aerosol Líquido Gas GasNiebla, nubes,
rocío
Aerosol Sólido Gas GasHumo, gases de los automóviles
Espuma(líquida) Gas Líquido Líquido
Crema batida, crema para
rasurarEspuma(sólida) Gas Sólido Sólido
Malvavisco, unicel
Emulsión(líquida) Líquido Líquido Líquido
Leche, magnesia,
crema facialEmulsión(sólida) Sólido Líquido Sólido
Mantequilla, gelatina
Sol(líquida) Sólido Líquido Líquido
Pintura;fluído celular
Sol(sólida) Sólido Sólido Sólido Ópalo
41
ESTABILIDAD DE LOS COLOIDES
Ahora imagina que vas a comprar un frasco de crema para preparar un postre. Si llegaras a
notar que este coloide ya no tiene un aspecto homogéneo, ¿lo comprarías? La crema es un
derivado de la leche que cuando se produce se pretende que sea estable por mucho tiempo
para que se pueda vender. Esta estabilidad está en función de la interacción que tienen las
partículas coloidales por la fase dispersante.
Los coloides también pueden clasificarse en función de su afinidad o repulsión con el medio
de dispersión.
Coloides Liofìlicos.- Son los que tienen gran afinidad por el medio de dispersión.
Coloides Liofòbicos.- Son los que presentan repulsión por el medio de dispersión.
De manera específica, si el medio de dispersión es el agua, entonces reciben las siguientes
denominaciones:
Coloides Hidrofìlicos.- Son los que tienen gran afinidad por el agua (gelatina).
Coloides Hidrofòbicos.- Son los que repelen al agua, por ejemplo sustancias muy
insolubles como el Cloruro de Plata y azufres.
42
En un coloide liofìlico habrà mayor interacción entre la fase dispersa y la dispersante, por lo
que el coloide es màs estable. En cambio, en un coloide liofòbico habrà menor interacción
entre la fase dispersa y dispersante, en consecuencia, serà un coloide d poca estabilidad.
Los coloides màs distribuidos en la naturaleza son aquellos en los que el medio dispersante
es agua y son llamados coloides hidrofìlicos (que toleran el agua) o coloides
hidrofòbicos (que rechazan el agua).
¿Cómo es la interacción entre las partículas coloidales y el medio dispersante? En secciones
anteriores estudiaste que en las disoluciones la interacción entre el soluto y el disolvente es
por iòn-dipolo o bien por puentes de hidrógeno. En los coloides hidrofìlicos muchas partículas
coloidales presentan grupos colaterales (hidrofìlicos) como –OH, NH2, -COOH, -COO-. Entre
estos grupos, y el agua como medio disprsante, se pueden presentar fuerzas de atracción
iòn-dipolo o formación de puentes de hidrógeno que dan origen a los coloides hiròfilos
estables. Ejemplos de coloides hidrofìlicos son las proteínas (enzimas, anticuerpos, entre
otras).y se mantienen en suspensión por la interacción que conservan con las moléculas de
agua circundante.
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En el caso de los coloides liofóbicos, a pesar de su falta de afinidad de las partículas
coloidales por el medio dispersante, es posible preparar sistemas coloidales que duren por
tiempo indefinido, este tipo de coloides se pueden estabilizar de dos formas: en presencia de
agentes emulsificantes y por adsorción de iones en la superficie de la fase dispersa.
Superficie de Adsorción.- Una característica de los sistemas coloidales es su gran
superficie, esto se debe al tamaño tan pequeño que poseen, las cuales proveen una gran
superficie efectiva de contacto con la fase dispersante. Para entender esto consideremos la
siguiente analogía: un cubo con lados de 1 cm tiene un área superficial de 6 cm2: Si se
dividiera en 1012 cubos iguales, los cubos tendrían el tamaño de partículas coloidales
grandes, y tendrían un área superficial de 60 000 cm2 o 6 m2. Esta enorme área superficial
permite que un número mayor de interacciones ejerzan una gran fuerza adhesiva total, lo
cual atrae otras partículas y da lugar a algunos de los usos prácticos de los coloides.
Las propiedades más importantes de los coloides son las que dependen de las interacciones
superficiales como la adsorción.
La adsorción se refiere a la tendencia de las partículas de una sustancia a adherirse a la
superficie de ciertos sólidos o líquidos.
Las superficies sólidas y líquidas tienden a atraer y retener las sustancias con las cuales
hacen contacto. Si bien las partículas coloidales adsorben sustancias, a su vez también ellas
pueden ser adsorbidas en la superficie de otros materiales. Por ejemplo, al teñir un tejido las
fibras de este adsorben el colorante (un coloide).
Esta propiedad de los coloides y su preferencia en cuanto a la que adsorbe les confiere
muchas aplicaciones, como a la eliminación de colores y olores en ciertos materiales, en la
separación de mezclas o simplemente como emulsificantes.
Presencia de Agentes Emulsificantes.
Estas sustancias presentan en su estructura un extremo no polar y otro polar. Recubren las
partículas coloidales por su extremo no polar exponiendo el polar (hidrofílico) hacia el medio
dispersante (agua), atrayéndolo. De esta manera se evita que las partículas coloidales se
unan entre ellas y sedimenten. La leche (grasa en agua) y la mayonesa (aceite vegetal en
agua) son ejemplos de coloides hidrofóbicos que se estabilizan con emulsificantes como la
caseína (proteína) en la leche y la yema de huevo en la mayonesa. Un ejemplo similar es la
acción de jabones y detergentes sobre las grasas, formando una emulsión, un líquido (jabón
disuelto en grasa) disperso en otro líquido (agua), lo que favorece el desprendimiento de la
grasa de la ropa quedando flotando en el agua jabonosa en forma de pequeñas micelas
(gotitas de grasa rodeadas por el jabón).
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Adsorción de Iones en la superficie de la fase dispersa.
Los iones se unen a la superficie de las partículas coloidales mediante las fuerzas de Van
Der Waals o por enlaces de valencia, confiriéndole carga eléctrica positiva o negativa a las
partículas. La estabilidad del coloide se logra cuando los iones adsorbidos interactuán con el
medio dispersante y al mismo tiempo las partículas coloidales se rechazan entre ellas por
tener la misma carga. Son ejemplos el sol de óxido de hierro (III) (Fe2O3), que forma
agregados de óxido de fierro cargados positivamente en virtud de la adsorción de iones de H+
y el sulfuro arsenioso (As2S3) que forma un sólido negativo adsorbiendo iones OH- o SH-.
En los sistemas biológicos, la transferencia de materiales hacia el interior y exterior de la
célula se efectúa mediante adsorción en la membrana celular, y deserción en la superficie
opuesta de la membrana (de adentro hacia fuera); la sustancia adsorbida es el adsorbato y el
material sobre el cual lo hace es el adsorbente.
PROPIEDADES DE LOS COLOIDES
Como te habrás dado cuenta, las partículas coloidales están dispersas y, en ocasiones, es
difícil de diferenciar los coloides de las disoluciones verdaderas; sin embargo, es posible
debido al gran tamaño de sus partículas y sus propiedades.
Efecto Óptico.- La dispersión de la luz es una propiedad característica de los coloides, a
este fenómeno se le llama Efecto Tyndall. Efecto que podemos apreciar en la luz de los
faros de un automóvil en un camino polvoso.
Es un fenómeno que se aprecia cuando un rayo de luz pasa por una mezcla coloidal y este
es reflejado por las partículas grandes dispersas en la mezcla. Haciendo que se ilumine
mayor espacio del coloide y pendiéndose el aspecto de rayo luminoso.
El efecto se presenta porque las partículas coloidales son casi del mismo tamaño que la
longitud de onda de la luz visible (400 a 700 nm) que chocan entre ellas.
Ejemplo: el óxido férrico tiene toda la apariencia de una disolución de color rojo, sin embargo
dispersa intensamente la luz por lo que se reconoce su carácter coloidal.
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Efecto de Movimiento.- Los coloides presentan un movimiento de zig-zag de forma aleatoria,
debido a las colisiones aleatorias entre las moléculas del medio dispersor y las partículas de
la fase dispersa. Lo que se observa a continuación es la representación de los golpes
moleculares, esto provoca que las partículas suspendidas no sedimenten y se mantengan en
movimiento indefinidamente, a este comportamiento se le denomina Movimiento
Browniano.
El movimiento errático o browniano de forma constante coadyuva a la estabilidad del coloide,
porque mantiene en suspensión las partículas coloidales.
Floculación o Coagulación.- Un fenómeno interesante que presentan las dispersiones
coloidales es que éstas pueden adsorber partículas cargadas eléctricamente en su
superficie. Las partículas que se ligan o unen sobre la superficie del coloide pueden ser
positivas o negativas. En los sistemas coloidales, cuando las partículas de la fase dispersa
se unen con otras por diferencia de carga se dice que el coloide flocula o coagula.
Floculación.- Proceso químico mediante, el cual con la presencia de sustancias
denominadas floculantes, se aglutinan las sustancias coloidales presentas en el agua,
aumentando de tamaño hasta cambiar de coloides a suspensiones, facilitando de esta forma
su sedimentación y decantación.
La floculación o coagulación se relaciona con la estabilidad de los coloides, por lo tanto, éste
fenómeno se manifiesta más en los coloides liofóbos, dentro de ellos los hidrófobos en los
cuáles hay poca afinidad por el medio dispersante y al precipitar o flocular sus partículas
forman sales.
La mayoría de los coloides bajo ciertas condiciones pueden flocular. Algunos factores que
propician la floculación son los siguientes:
Adición de una sustancia ácida.
Adición de un coloide de carga opuesta.
Adición de un electrolito cuya carga atraiga a los iones adsorbidos por el coloide.
Incremento de la temperatura.
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La floculación de los coloides no siempre es indeseable y en ocasiones hasta se hace
necesaria, algunos procesos químicos requieren la coagulación de diversos sistemas
coloidales para eliminarlos, algunos ejemplos son:
En la purificación y el tratamiento del agua para el consumo humano en
las plantas potabilizadoras, tenemos una aplicación de esta propiedad al utilizarse
sustancias eliminadoras de coloides que se encuentran suspendidos en el agua, cuya
propiedad es la aglutinación.
Para obtener algunos productos como la mantequilla y el queso a partir
de la leche.
Diálisis
La diálisis es un proceso similar a la ósmosis.
Como vimos anteriormente las disoluciones presentan el fenómeno de la ósmosis, en el cuál
la membrana utilizada tan solo permite el paso del disolvente y no de solutos, además de
este tipo de membranas existen otras que son permeables no sólo a las moléculas del
disolvente, sino también a otras moléculas o iones pequeños y que no lo son a partículas
coloidales. A estas membranas se les llama dializantes y el proceso en el que participan se
conoce como diálisis.
Diálisis.- Proceso que permite separar partículas de disolvente y soluto de las dispersiones
coloidales a través de una membrana semipermeable.
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Al igual que en la ósmosis, la difusión de partículas a través de una membrana
semipermeable es impulsada por la diferencia de concentraciones. Pero en el caso de la
diálisis el flujo de partículas coloidales (diferentes a las del coloide) va de un medio mayor a
uno de menor concentración.
Las partículas dispersas pueden provocar además del movimiento de ósmosis, otros dos
fenómenos:
1.- La diálisis. En este caso pueden
atravesar a la membrana además del disolvente, moléculas de bajo peso molecular y éstas
pasan atravesando la membrana desde la solución más concentrada a la más diluída. Es el
fundamento de la hemodiálisis que intenta sustituir la filtración renal deteriorada.
2.- La difusión sería el fenómeno por el
cuál las moléculas disueltas tienden a distribuirse uniformemente en el seno del agua.
Puede ocurrir también a través de una membrana si es lo sufcientemente permeable.
La sangre y el citoplasma son ejemplos de sistemas coloidales (la sangre delimitada por las
paredes de vasos sanguíneos y el citoplasma por una membrana). En los dos casos hay
intercambio de sustancias del interior al exterior del sistema y viceversa. Pero éstas solo
permiten el paso de sustancias en disoluciones verdaderas pero no de coloides que forman
la sangre y el citoplasma.
Las membranas dializantes están presentes en plantas y animales. En consecuencia, la
diálisis constituye un proceso biológico muy importante para los organismos vivos. De esta
manera, los organismos pueden llevar el intercambio de sustancias útiles para su desarrollo
y la eliminación de sustancias tóxicas.
En algunos procesos industriales es necesaria la purificación de coloides. Aunque tiene el
inconveniente de ser un proceso lento, es muy efectivo. Para dializar se emplean con buen
resultado membranas de pergamino, membranas animales y de colodión. Durante el proceso
se tiene cuidado de cambiar continuamente el disolvente exterior, que generalmente es agua.
La diálisis tiene algunas aplicaciones especializadas, por ejemplo, en el tratamiento de
pacientes con insuficiencia renal. Una función primordial del riñón es eliminar productos de
desecho metabólico como la úrea y la creatina, que deben de eliminarse de la sangre.
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SUSPENSIONES
Una suspensión es una mezcla heterogénea no uniforme, constituida por una
sustancia por una sustancia no soluble y sedimentable en el líquido dispersante en
que se encuentra, y es diferente a los sistemas coloidales. Los componentes de una
suspensión, al igual que los coloides, son la fase dispersa y la fase dispersante.
Las características de las suspensiones son:
El tamaño de sus partículas es muy grande (más de 1000 nm) y estas son
perceptibles a simple vista.
Al ser el tamaño de las partículas tan grande, estas se ven afectadas por la acción de
la gravedad, ya que después de preparar la mezcla, la fase dispersa debido a su peso
se sedimenta hacia el fondo del recipiente.
Presentan turbidez.
Reflejan luz.
Sus componentes se separan por medios físicos como la filtración, decantación o
centrifugación.
Las suspensiones son muy comunes en nuestra vida cotidiana y tienen gran aplicación en
la industria farmacéutica; recordarás que en diversos medicamentos habrás leído la
leyenda “agitar antes de usar” , esto con la finalidad de suspender todas las partículas
antes de ingerir el medicamento; por ejemplo, el Kaopectate, Peptobismol,
desparasitantes líquidos, los pegamentos, etc.
En las plantas de tratamiento de aguas, específicamente en la etapa de clarifloculación,
se puede observar la aplicación de las propiedades de las suspensiones para eliminar la
turbidez del agua mediante la adición de sulfato de aluminio, que actúa como coagulante
que reacciona con las partículas suspendidas que forman flóculos, que al hacer pasar el
agua a través de filtros, éstos quedan atrapados, dejando fluir el agua limpia.
Posteriormente, si este fluído es destinado como agua potable, se le adiciona cloro, para
distribuirla por medio de la red a las poblaciones urbanas.
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