Soluciones o Disoluciones Químicas

1. Soluciones o Disoluciones Químicas Unidad 4 Profesor Jorge Díaz Galleguillos

2. Mezclas • Una mezcla está formada por la unión de sustancias en cantidades variables y que no se encuentran químicamente combinadas. • Por lo tanto, una mezcla no tiene un conjunto de propiedades únicas, sino que cada una de las sustancias constituyentes aporta al todo con sus propiedades específicas.

3. Características de las Mezclas • Las mezclas están compuestas por una sustancia, que es el medio, en el que se encuentran una o más sustancias en menor proporción. Se llama fase dispersante al medio y fase dispersa a las sustancias que están en él.

4. Clasificación de las mezclas • De acuerdo al tamaño de las partículas de la fase dispersa, las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.

5. Mezclas homogéneas • Las mezclas homogéneas son aquellas cuyos componentes no son identificables a simple vista, es decir, se aprecia una sola fase física (monofásicas). Ejemplo: aire, agua potable.

6. Mezclas heterogéneas • Las mezclas heterogéneas son aquellas cuyos componentes se pueden distinguir a simple vista, apreciándose más de una fase física. Ejemplo: Agua con piedra, agua con aceite. • Las mezclas heterogéneas se pueden agrupar en: Emulsiones, suspensiones y coloides.

7. Mezclas heterogéneas • Emulsiones: Conformada por 2 fases líquidas inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche, mayonesa. • Suspensiones: Conformada por una fase sólida insoluble en la fase dispersante líquida, por lo cual tiene un aspecto opaco. Ejemplo: Arcilla, tinta china (negro de humo y agua), pinturas al agua, cemento. • Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en donde el sistema disperso puede ser observado a través de un ultramicroscopio.

8. Soluciones Químicas • Son mezclas homogéneas (una fase) que contienen dos o más tipos de sustancias denominadas soluto y solvente; que se mezclan en proporciones variables; sin cambio alguno en su composición, es decir no existe reacción química. Soluto + Solvente → Solución

9. Soluto • Es la sustancia que se disuelve, dispersa o solubiliza y siempre se encuentra en menor proporción, ya sea en peso o volumen. • En una solución pueden haber varios solutos. • A la naturaleza del soluto se deben el color, el olor, el sabor y la conductividad eléctrica de las disoluciones. • El soluto da el nombre a la solución.

10. Solvente o disolvente • Es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y generalmente se encuentra en mayor proporción. • Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y amoníaco) y no polares (benceno, éter, tetracloruro de carbono). • En las soluciones líquidas se toma como solvente universal al agua debido a sualta polaridad. • El solvente da el aspecto físico de la solución.

11. CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN • La relación entre la cantidad de sustancia disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente se conoce como concentración. • Esta relación se expresa cuantitativamente en forma de unidades físicas y unidades químicas, debiendo considerarse la densidad y el peso molecular del soluto.

12. Concentración en Unidades Físicas • Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p): Indica la masa de soluto en gramos, presente en 100 gramos de solución. Xg soluto → 100g solución

13. Ejemplo • Una solución de azúcar en agua, contiene 20g de azúcar en 70g de solvente. Expresar la solución en % p/p. soluto + solvente → solución 20g 70g 90g 20g azúcar → 90g solución Xg azúcar → 100g solución X = 20 * 100 = 22,22 %p/p 90

14. Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v) • Indica la masa de soluto en gramos disuelto en 100 mL de solución. Xg soluto → 100mL solución

15. Ejemplo • Una solución salina contiene 30g de NaCl en 80 mL de solución. Calcular su concentración en % p/v. 30g NaCl → 80 mL solución Xg NaCl → 100mL solución X = 30 * 100 = 37,5 %p/v 80

16. Porcentaje en volumen (% v/v) • Indica el volumen de soluto, en mL, presente en 100 mL de solución. X mL soluto → 100mL solución

17. Ejemplo • Calcular la concentración en volumen de una solución alcohólica, que contiene 15 mL de alcohol disueltos en 65 mL de solución. 15 mL alcohol → 65 mL solución X mL alcohol → 100mL solución X = 15 * 100 = 23 %v/v 65

18. Concentración común (g/L) • Indica la masa de soluto en gramos, presente en un litro de solución (recordar que 1 L = 1000 mL, por lo que es lo mismo decir mg/mL). Xg soluto → 1 L o 1000 mL solución

19. Ejemplo • Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de solución. Calcular su concentración en gramos por litro. 10g KCl → 80 mL solución Xg KCl → 1000 mL solución X = 10 * 1000 = 125 g/L 80

20. Partes por millón (ppm) • Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución. Nota 1g = 1000 mg X mg soluto → 1000 mL solución

21. Ejemplo • Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 mL de solución. En primer lugar se debe transformar los gramos a miligramos, según la relación de arriba. 1 g → 1000 mg 0,85 g → X mg X = 850 mg Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres: 850 mg KNO3 → 670 mL solución X mg KNO3 → 1000 mL solución X = 1268,65 ppm

22. CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS • Molaridad (M):Indica el número de moles de soluto disuelto hasta formar un litro de solución. X moL → 1L o 1000 mL solución M = mol de soluto V (L) solución

23. Ejemplo • Calcular la concentración molar de una solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de solución. Solución 1 Solución 2 7,2 moL → 7 L X moL → 1L X= 1,02 moL M = 7,2 moles KCl 7 L M = 1,02 moL/L

24. Analizando • Como n = m (g) MM (g/moL) M = mol de soluto Reemplazando se tiene que V (L) solución M = m(g) MM(g/moL) x V (L) solución

25. Ejemplo • Calcular la concentración molar de una solución de HCl que contiene 73 g en 500 mL de solución (Masa molar=36,5 g/moL). M = masa (g) PM * V (L) M = 73 (g ) = 4 M 36,5 (g/mol) * 0,5 (L)

26. Molaridad en función del porcentaje masa en masa: • Esto quiere decir que algunas veces podremos calcular la molaridad sólo conociendo el porcentaje masa en masa de la solución, mediante la siguiente relación: M = % m/m x densidad solución (δ) x 10 Masa molar soluto

27. Ejemplo • Calcular la molaridad del NaOH sabiendo que la densidad de la solución es 0,9 g/mL y el porcentaje en masa del NaOH en la solución es 20 % m/m. La masa molar del NaOH es 40 g/moL. M = 20 x 0,9 x 10 40 M = 4,5 moL/L

28. Solubilidad • Se define solubilidad como la máxima cantidad de un soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de solvente a una temperatura dada. La solubilidad depende de la temperatura, presión y naturaleza del soluto y solvente. • La solubilidad puede expresarse en: gramos de soluto , gramos de soluto, moles de soluto Litro de solvente 100g de solvente litro de solución

29. Dilución • Procedimiento por el cual se disminuye la concentración de una solución por adición de mayor cantidad de solvente. • Al agregar más solvente, se está aumentando la cantidad de solución pero la cantidad de soluto se mantiene constante C1 x V1 = C2 x V2

30. Ejemplo • ¿Qué volumen de HCl 18 M se necesitan para preparar 6 litros de solución 5 M? C1 x V1 = C2 x V2 5M 6L 18M X X = 5 x 6 18 X = 1,67 M

31. Clasificación de las soluciones 1. De acuerdo a la cantidad de soluto • Solución saturada: Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto que puede mantenerse disuelto en una determinada cantidad de solvente a una temperatura establecida. • Solución diluida (insaturada): Es aquella donde la masa de soluto disuelta con respecto a la de la solución saturada es más pequeña para la misma temperatura y masa de solvente. • Solución concentrada: Es aquella donde la cantidad de soluto disuelta es próxima a la determinada por la solubilidad a la misma temperatura. • Solución Sobresaturada: Es aquella que contiene una mayor cantidad de soluto que una solución saturada a temperatura determinada. Esta propiedad la convierte en inestable.

32. 2. De acuerdo a la conductividad eléctrica • Eectrolíticas:Se llaman también soluciones iónicas y presentan una apreciable conductividad eléctrica. Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos y bases, sales. • No electrolíticas: Su conductividad es prácticamente nula; no forma iones y el soluto se disgrega hasta el estado molecular. Ejemplo: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina.

33. Factores a influyen en la Solubilidad • Los solutos polares son solubles son solubles en disolventes polares y los apolares en disolventes apolares, ya que se establecen los enlaces correspondientes entre las partículas de soluto y de disolvente. Es decir lo “similar disuelve a lo similar” • Cuando un líquido es infinitamente soluble en otro líquido se dice que son miscibles, como el alcohol en agua. 1. Naturaleza del soluto y solvente

34. Efecto de la temperatura Solubilidad de sólidos en líquidos: • La variación de la solubilidad con la temperatura está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución del sólido en el líquido se absorbe calor (proceso endotérmico), la solubilidad aumenta al elevarse la temperatura; si por el contrario se desprende calor del sistema (proceso exotérmico), la solubilidad disminuye con la elevación de la temperatura

35. Curvas de solubilidad

36. Efecto de la temperatura Solubilidad de gases en líquidos: • Al disolver un gas en un líquido, generalmente, se desprende calor, lo que significa que un aumento de temperatura en el sistema gas-líquido, disminuye la solubilidad del gas porque el aumento de energía cinética de las moléculas gaseosas provoca colisiones con las moléculas del líquido, disminuyendo su solubilidad.

37. Efecto de la presión En sólidos y líquidos: • La presión no afecta demasiado la solubilidad de sólidos y líquidos; sin embargo, sí es muy importante en la de los gases. En gases: • La solubilidad de los gases en líquidos es directamente proporcional a la presión del gas sobre el líquido a una temperatura dada.