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DISOLUCIONES ACUOSAS MÓDULO 1 (CAPÍTULO 4 y 13) Inga. Zucely Castillo

DISOLUCION • Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Su composición es la misma en todas sus partes y sus componentes no son apreciables a simple vista.

DISOLUCIÓN

Soluto Componente presente

Disolución

en menor cantidad

Disolvente Componente presente en mayor cantidad

• Una disolución puede ser gaseosa (aire), sólida (aleaciones) o líquida. Una disolución acuosa es aquella en la cual el solvente es agua.

DENSIDAD DE UNA DISOLUCIÓN • La densidad es una propiedad intensiva, que relaciona la masa y el volumen de un cuerpo. En una disolución acuosa, la masa de la disolución depende de la masa del soluto y el disolvente: Masa de disolución= masa de soluto + masa del disolvente Las disoluciones acuosas poseen una densidad similar a la del agua, y su valor aumenta directamente proporcional a la cantidad de soluto añadido. Esto como consecuencia de un aumento en la masa de la disolución manteniendo el volumen constante (en el caso el soluto sea un sólido)

SOLVATACIÓN DE COMPUESTOS IÓNICOS • Una disolución se forma cuando una sustancia se dispersa de forma uniforme en el disolvente. En el caso de los compuestos iónicos, estos al disolverse se separan en sus iones componentes gracias al proceso de solvatación o hidratación; proceso en el cual las moléculas de agua rodean los iones, según su carga positiva o negativa, para separarlos y evitar que se unan de nuevo formando el compuesto en su forma sólida. • Al proceso en el cual un compuesto iónico se separa en sus iones componentes se le conoce como disociación o ionización.

Fuente: Chang (2010)

COMPUESTOS MOLECULARES EN AGUA • Los compuestos moleculares, es decir aquellos unidos por enlaces covalentes, no forman iones en disolución. Éstos únicamente se mezclan homogéneamente con el disolvente, dispersándose en el mismo.

SOLUBILIDAD • La solubilidad de un soluto en un disolvente es una propiedad física que indica la máxima cantidad de soluto que es posible disolver en una cantidad dada de disolvente. En el caso de las disoluciones acuosas las unidades utilizadas para expresar la solubilidad son: gramos de soluto/100 g de agua. • Por ejemplo, a 20°C la solubilidad del NaCl es 36 g NaCl/100 g agua, es decir, cuando la temperatura son 20°C la máxima cantidad de NaCl que puede disolverse en 100 g de agua son 36g de NaCl; si se agrega una cantidad mayor de soluto este no se disolverá.

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD • Interacción soluto-disolvente: La solubilidad de una sustancia obedece la regla general de la solubilidad, la cual establece que: “Los similar disuelve similar”, es decir, un solvente no polar únicamente es capaz de solubilizar un soluto no polar, mientras que un disolvente polar únicamente es capaz de solubilizar un soluto polar o un iónico. • Presión: La solubilidad de solutos sólidos y líquidos no se ven afectados por los cambios de presión, en el caso de las disoluciones de gases en agua, la solubilidad de un gas aumenta directamente proporcional con la presión externa. • Temperatura: En el caso de los solutos sólidos y líquidos, la solubilidad aumenta conforme aumenta la temperatura. En el caso de los solutos gaseoso en agua, la solubilidad disminuye conforme aumenta la temperatura.

EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD

CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN • La concentración de una disolución expresa la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de disolvente o disolución. Existen varias formas de expresar la concentración de una disolución: UNIDAD DE MEDIDA Porcentaje en masa (% m/m) Porcentaje en moles (% mol/mol)

Fracción molar (X)

ECUACIÓN %

𝑚 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = ∗ 100 𝑚 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 % = ∗ 100 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠

𝑋=

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠

UNIDAD DE MEDIDA

ECUACIÓN

Partes por millón (ppm) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑖𝑙𝑖𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 6 𝑝𝑝𝑚 = ∗ 10 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 Molaridad (M) 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑀= 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Molalidad (m) 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚= 𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒

PROPIEDADES ELECTROLÍTICAS DE LAS DISOLUCIONES ACUOSAS • Una sustancia puede clasificarse según su capacidad para conducir la electricidad cuando está presente en una disolución en:

ELECTROLITO

Sustancias solubles en agua, que al disolverse forman iones en la disolución. Ejemplo: NaCl

NO ELECTROLITO

Sustancias solubles en agua que al disolverse no forman iones en la disolución. Ejemplo: Sacarosa (azúcar)

SUSTANCIA PURA (soluto)

CLASIFICACIÓN DE LOS ELECTROLITOS

ELECTROLITOS FUERTES

Se separan en iones en su totalidad al ser disueltos en agua.

ELECTROLITOS DÉBILES

Se separan en iones parcialmente al se disueltos, es decir una pequeña fracción se ioniza y la otra permanece en su forma molecular neutra

ELECTROLITOS

ELECTROLITOS FUERTES • Las sustancias que son solubles en agua y sus átomos constituyentes están unidas por enlaces iónicos se clasifican como electrolitos fuertes. Ejemplo: NaCl, NaBr, 𝑁𝑎2 𝑆𝑂4 , 𝐾𝑀𝑛𝑂4 • Otros ejemplos de electrolitos fuertes son los ácidos y bases fuertes. • Un ácido es una sustancia que en disolución forma iones hidronio (𝐻 + ). Son siete los ácidos fuertes que constituyen electrolitos fuertes: HCl, HBr, HI, 𝐻𝑁𝑂3 𝐻2 𝑆𝑂4 , 𝐻𝐶𝑙𝑂3 y 𝐻𝐶𝑙𝑂4 • Las bases son sustancias que en disolución acuosa forman iones hidróxido (𝑂𝐻 − ). Las bases fuertes que constituyen electrolitos fuertes son los hidróxidos de metales alcalinos (IA) y alcalinotérreos (IIA), exceptuando el hidróxido de magnesio, ya que este no es soluble en agua.

ELECTROLITOS DÉBILES • Son sustancias que en disolución acuosa una fracción se separa en sus iones componentes y otra permanece en su forma molecular. Son sustancias unidas, en su mayoría, por enlaces covalentes polares. Los electrolitos débiles los constituyen los ácidos y bases débiles. • Los ácidos débiles son todos aquellos ácidos inorgánicos distintos a los 7 ácidos fuertes, y los ácidos orgánicos. Ejemplo: HF, 𝐻2 𝐶𝑂3 , 𝐶𝐻3 𝐶𝐻2 𝑂𝐻 (ácido acético) • Las bases débiles que constituyen electrolitos débiles son de origen orgánico como el amoniaco 𝑁𝐻3 y sus derivados.

ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES • ELECTROLITOS FUERTES:

𝑁𝑎𝐶𝑙

+ 𝐻2 𝑂

𝑠

→ 𝑁𝑎+𝑎𝑐 + 𝐶𝑙 −𝑎𝑐

𝑙

• ELECTROLITOS DÉBILES

•

𝐶𝐻3 𝐶𝐻2 𝑂𝐻

𝑙

+ 𝐻2 𝑂

𝑙

↔ 𝐶𝐻3 𝐶𝐻2 𝑂−𝑎𝑐 + 𝐻 +𝑎𝑐

NO ELECTROLITOS • Las sustancias que constituyen no electrolitos son sustancias solubles en agua, cuyos átomos constituyentes están unidos por enlaces covalentes (polares o no polares). • Ejemplo: azúcar (𝐶12 𝐻22 𝑂11 ), 𝐶𝑂2 , 𝑂2

TAREA NO. 1 • Clasifique las siguientes sustancias como electrolito fuerte, electrolito débil o no electrolito, marcando con una “x” la casilla correspondiente: Sustancia

Electrolito fuerte

Electrolito débil

No electrolito

Ácido sulfuroso Glucosa 𝐶6 𝐻12 𝑂6 Hidróxido cálcico Sulfato potásico Nitrato potásico

• Del libro de texto realizar los problemas: 13.47, 13.49, 13.55 (pagina 551)

PROCESO DE DILUCIÓN • Las disoluciones que se utilizan generalmente en el laboratorio se obtienen comercialmente en su forma concentrada; a estas disoluciones se les llama disoluciones madre o stock. Para preparar disoluciones con menor concentración, se debe tomar un volumen determinado de la disolución madre y agregar cierta cantidad de disolvente. A este proceso de le conoce como dilución. • Durante este proceso, la cantidad de moles de soluto permanece constante, y al no existir reacción química, es posible obtener la siguiente relación matemática: 𝐶𝑜 𝑉𝑜 = 𝐶𝑓 𝑉𝑓 Donde: 𝐶𝑜 = concentración de la disolución stock 𝑉𝑜 =Volumen de disolución stock 𝐶𝑓 =concentración disolución diluida 𝑉𝑓 =volumen final de disolución diluida

EJEMPLO NO. 1 Unidades de concentración Se ha preparado una disolución etanol-agua, disolviendo 10.0 mL de etanol (d=0.789 g/ml) en un volumen suficiente de agua para obtener 100.0 mL de una disolución, cuya densidad es 0.982 g/ml, como se muestra en la figura. Calcular la concentración de etanol en la disolución en unidades de: a) b) c) d) e)

Porcentaje en volumen Porcentaje en masa Fracción molar Molaridad Molalidad

RESOLUCIÓN

EJEMPLO NO. 2: El amoniaco en el laboratorio se encuentra en una disolución acuosa cuya concentración es 14.8 M 𝑁𝐻3 y densidad de 0.8980 g/ml. Calcular la concentración de amoniaco en fracción molar.

Ejemplo No. 3 Una disolución acuosa de sacarosa 𝐶12 𝐻22 𝑂11 tiene una concentración al 10.0% en masa y una densidad de 1.040 g/ml. Calcular la concentración en: a) molaridad b) molalidad c) fracción molar

Ejemplo no. 4: Dilución Se desean preparar 150 ml de una disolución 1.5 M de ácido nítrico. Para lo cual se dispone de una disolución stock de ácido nítrico cuya concentración es 5.0M. Calcular el volumen que se requiere de la disolución stock para esta preparación.