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3. Disoluciones

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Disoluciones

PRESENTACIÓN • Un elemento muy importante de esta unidad es que los alumnos aprendan a hacer cálculos relacionados con las disoluciones, tanto desde el punto de vista de su uso en el laboratorio (unidades químicas para expresar la concentración) como para su empleo en artículos cotidianos como cremas, jarabes, etc. (unidades físicas para expresar la concentración). • El segundo aspecto de la Unidad se refiere al conocimiento y manejo de las propiedades de las disoluciones para adaptar su uso a distintas necesidades científicas y de la vida cotidiana (aspectos relacionados con la solubilidad y las propiedades coligativas).

OBJETIVOS • Comprender el concepto «concentración de la disolución» como una magnitud extensiva. • Manejar con soltura las distintas formas de expresar la concentración de una disolución. • Reconocer las situaciones en las que es adecuado expresar la concentración en unidades físicas y en cuales en unidades químicas. • Ser capaz de preparar en el laboratorio una disolución de una concentración determinada, partiendo de un producto comercial habitual. • Manejar con soltura el material de laboratorio que se requiere para preparar disoluciones. • Saber leer e interpretar gráficas de solubilidad de distintas sustancias. • Conocer los factores que influyen en la solubilidad de una sustancia y ser capaz de emplearlos a conveniencia. • Distinguir entre disolución concentrada, diluida y saturada. • Conocer y manejar las fórmulas que permiten evaluar las propiedades coligativas de una disolución. • Relacionar las propiedades coligativas de una disolución con la utilidad práctica de la misma.

CONTENIDOS CONCEPTOS

Características de una disolución y de las sustancias que la integran. Modos de expresar la concentración de una disolución (Unidades físicas y químicas). Solubilidad de una sustancia. Factores que influyen en la solubilidad (aplicarlo a disoluciones acuosas con solutos sólidos y gases). • Propiedades coligativas: – Descenso de la presión de vapor. – Ascenso del punto de ebullición. – Descenso del punto de congelación. • – Ósmosis. • • • •

PROCEDIMIENTOS, • Destreza en la utilización del material de laboratorio adecuado para preparar disoluciones. DESTREZAS • Soltura en los cálculos que se requieren para preparar una disolución a partir Y HABILIDADES de un producto comercial. • Realización de ejercicios numéricos en los que intervienen sustancias en disolución. • Interpretación de gráficas. • Imaginar la utilidad de una disolución en relación con sus propiedades.

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PROGRAMACIÓN DE AULA

ACTITUDES

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• Apreciar el orden, la limpieza y el trabajo riguroso en el laboratorio. • Aprender a manejar material delicado y preciso como el que se requiere para preparar disoluciones.

EDUCACIÓN EN VALORES En esta unidad se estudian cuestiones que tienen consecuencias directas en la vida de los alumnos y alumnas como personas individuales y también como miembros de una colectividad. Podemos señalar las siguientes: 1. Educación para la salud Muchas de las sustancias que consumimos o utilizamos cuando realizamos diversas actividades son disoluciones. Manejar el concepto concentración ayudará a los alumnos a valorar la cantidad real de sustancia nociva o beneficiosa que están introduciendo en su organismo y les permitirá tomar decisiones en consecuencia. Son muy importantes los ejercicios relacionados con la tasa de alcohol de distintas bebidas o los que se refieren a la concentración de oligoelementos en diversos alimentos. 2. Educación medioambiental En esta Unidad se estudian los factores que influyen en la solubilidad de las sustancias y, de forma especial, en los gases. A través de este estudio se pretende que el alumnado se conciencie con los problemas medioambientales derivados de vertidos que, aparentemente, se consideran nocivos, como los de agua caliente. 3. Educación para el consumidor Manejar con soltura el concepto concentración permitirá a los alumnos leer de manera efectiva las etiquetas de algunos productos y elegir el que les resulta más adecuado por su riqueza en un determinado componente. Además, conocer las propiedades coligativas les ayudará a utilizar algunas disoluciones en beneficio propio, como el empleo de suero fisiológico en lugar de agua para limpiar los ojos y mucosas, las disoluciones salinas para obtener baños a muy baja temperatura, la fabricación de anticongelantes, etc.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN 1. Aplicar correctamente las fórmulas para calcular la concentración de una disolución en sus distintas unidades. 2. Distinguir entre densidad de una disolución y concentración del soluto expresado en unidades de masa/volumen. 3. Expresar la concentración de una misma disolución en distintas unidades. Transformar las unidades de concentración. 4. Preparar una determinada cantidad de disolución de concentración establecida a partir de un producto comercial. 5. Emplear las gráficas de solubilidad para determinar la solubilidad de una sustancia en distintas concentraciones. 6. Cálculo de las propiedades coligativas de una disolución. 7. Determinar las características de una disolución para que una de sus propiedades coligativas alcance un valor. 8. Interpretar cualitativamente el comportamiento de una disolución en relación con el del disolvente al respecto de una propiedad coligativa. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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PROBLEMAS RESUELTOS

DISOLUCIONES

PROBLEMA RESUELTO 1 El ácido nítrico se vende en unas botellas de color topacio cuya etiqueta indica: HNO3, 64 % de riqueza y densidad 1,45 g/mL. Calcula la concentración de este ácido nítrico expresada como molaridad, molalidad y fracción molar de soluto.

Planteamiento y resolución Como la concentración es una magnitud intensiva, utilizaremos como base de cálculo una cantidad cualquiera del ácido nítrico comercial, por ejemplo, 1 L. Determinamos los moles de HNO3 que hay en 1 L del producto comercial: m d= → m = d ⋅V V La masa de 1 L del producto comercial: g m = 1, 45 ⋅ 1000 mL = 1450 g de HNO 3 comercial → mL 64 g de HNO3 puro → 1450 g de HNO3 comercial ⋅ = 928 g de HNO3 puro 100 g de HNO3 comercial Expresamos esta cantidad en moles: M (HNO3) = 1 u + 14 u + 3 ⋅ 16 u → 63 g/mol → 64 g de HNO3 puro → 1450 g de HNO3 comercial ⋅ = 928 g de HNO3 puro 100 g de HNO3 comercial Obtenemos la masa de disolvente: mdisolvente = 1450 g – 928 g = 522 g → m =

14,73 g n = = 28,22 m m (kg) disolvente 0,522 kg

Obtenemos los moles de disolvente: M (H2O) = 2 ⋅ 1 u + 16 u → 18 g/mol → 1 mol H2 O ns 14 , 73 n = 522 g H2 O ⋅ = 29 mol H2 O → X s = = = 0, 34 18 g H2 O ns + nd 14 , 73 + 29

ACTIVIDADES 1

¿Qué cantidad de Na2SO4 del 85 % se necesita para preparar 500 mL de disolución 1,25 M? Sol.: 104,4 g

2

¿Qué cantidad de disolución 1,25 M en Na2SO4 debemos coger para tener 0,15 g de ion sodio?

¿Qué cantidad de disolución 2,5 M de HCl podremos preparar, como máximo, si tenemos 15 mL de HCl del 37 % de riqueza y 1,18 g/mL de densidad?

Aunque se considera que las espinacas son un alimento muy rico en hierro, solo tienen 4 mg de este elemento por cada 100 g de espinacas. Además, el organismo humano solo absorbe el 10 % del hierro que consume a través de este vegetal. La cantidad diaria recomendada (CDR) de hierro para un adulto es 14 mg. Calcula la cantidad de espinacas que debería tomar una persona adulta para tener todo el hierro que necesita, suponiendo que este es el único alimento que ingiere que tiene hierro.

Sol.: 72 mL

Sol.: 3500 g

¿Qué cantidad de H2SO4 del 98 % de riqueza y 1,8 g/mL de densidad necesitamos para preparar 250 mL de disolución 0,8 M? Sol.: 16,95 mL

4

122

La densidad del agua de mar es 1,03 g/mL. Calcula la riqueza en sal del agua de mar suponiendo que es una disolución de NaCl en agua y que al disolver NaCl en agua, el volumen no varía. Sol.: 2,9 %

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Sol.: 2,6 mL 3

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PROBLEMAS RESUELTOS

DISOLUCIONES

PROBLEMA RESUELTO 2 Indica cuál será la concentración molar de la disolución que resulta de mezclar 10 mL de un ácido clorhídrico del 37 % de riqueza y 1,18 g/mL de densidad con 80 mL de disolución 1,5 M en ácido clorhídrico. Se supone que los volúmenes son aditivos.

Planteamiento y resolución Necesitamos calcular los moles de HCl que proceden de las dos disoluciones que mezclamos: • En 10 mL de un ácido clorhídrico del 37 % de riqueza y 1,18 g/mL de densidad: d=

m g → m = d ⋅ V = 1,18 ⋅ 10 mL = 11,8 g de HCl comercial → V mL

→ 11,8 g de HCl comercial ⋅

37 g de HCl puro = 4,37 g de HCl puro 100 g de HCl comercial

Expresamos esta cantidad en moles: M (HCl) = 1 u + 35,5 u → 36,5 g/mol M=

1 mol HCl n → n = 4,37 g HCl ⋅ = 0,12 mol HCl V 36,5 g HCl

• En 80 mL de disolución 1,5 M en ácido clorhídrico: M=

n n → 1, 5 mol/L = → n = 1,5 mol/L ⋅ 0,08 L = 0,12 mol de HCl V 0, 08 L

• En la mezcla: M=

0,12 mol + 0,12 mol n = = 2, 67 M V 0, 01 L + 0, 08 L

ACTIVIDADES 1

En una experiencia se han mezclado 30 mL de una disolución Na2SO4 0,5 M con 60 mL de NaOH 2 M. Calcula la concentración de los iones sodio en la disolución. Dato: se supone que los volúmenes son aditivos. Sol.: 3 M

2

Tenemos 500 g de una disolución de NaCl en agua al 10 %. ¿Qué cantidad tendremos que añadir, y de qué sustancia, para tener una disolución de NaCl al 20 %?

4

Sol.: 0,3 M y 0,6 M 5

Sol.: 62,5 g de NaCl 3

Tenemos 100 mL de una disolución al 40 % de alcohol en agua. ¿Cuál será la concentración si añadimos otros 100 mL de agua? ¿Y si hubiésemos añadido otros 40 mL de alcohol? Dato: suponemos que los volúmenes son aditivos. Sol.: 20 %; 57,14 %

Mezclamos 60 mL de una disolución 0,5 M de glucosa (C6H12O6) en agua con 40 mL de disolución 1,5 M de sal (NaCl) en agua. Calcula la concentración de la glucosa y la sal en la mezcla. Suponemos que los volúmenes son aditivos.

Tenemos 200 mL de una disolución de H2SO4 1 M. ¿Cuál será la concentración si le añadimos 100 mL de agua? Suponemos que los volúmenes son aditivos. Sol.: 0,67 M

6

Tenemos 200 mL de una disolución de H2SO4 1 M. ¿Cuál será la concentración si le añadimos 5 mL de H2SO4 comercial del 98% de riqueza y 1,85 g/mL de densidad? Sol.: 1,43 M

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PROBLEMAS RESUELTOS

DISOLUCIONES

PROBLEMA RESUELTO 3 La urea es una sustancia que se obtiene en la orina y en las heces como resultado del metabolismo de las proteínas. Es un sólido blanco y cristalino que también se fabrica artificialmente y es un producto de gran utilidad industrial con finalidades muy diversas que van desde fabricar fertilizantes hasta cola para madera. Cuando se prepara una disolución al 18,5 % de urea en agua a 25 °C se obtiene una disolución cuya presión de vapor es 22,24 mm Hg. Calcula: a) La masa molar de la urea. b) La temperatura a la que congela la disolución. c) La presión osmótica de la disolución resultante. Datos: Presión de vapor del agua a 25 °C = 23,76 mm de Hg Kc agua = 1,86 °C ⋅ kg/mol. Densidad disolución = 1 g/mL.

Planteamiento y resolución a) De acuerdo con la ley de Raoult: ns ns + nd Puesto que la fracción molar es una magnitud intensiva, tomamos como base una determinada cantidad de disolución y hacemos los cálculos con relación a ella. Trabajamos con 100 g de disolución: Masa de agua = 100 g – 18,5 g = 81,5 g ΔP = P0 ⋅ X s = P0 ⋅

Para calcular el número de moles del agua: M (H2O) = 2 ⋅ 1 u + 16 u →18 g/mol → n = 81,5 g de agua ⋅

1 mol de agua = 4,53 mol de agua 18 g de agua

ΔP = P0 − P = 23, 76 mm de Hg − 22, 24 mm de Hg = 1,52 mm de Hg → 1, 52 mm de Hg = 23, 76 mm de Hg ⋅

ns → 1, 52 ⋅ ( ns + 4 , 53) = 23, 76 ⋅ ns → ns + 4 , 53

→ 1, 52 ⋅ ( ns + 4 , 53) = 23, 76 ⋅ ns → 1, 52 ⋅ 4 , 53 = 23, 76 ⋅ ns − 1, 52ns = 22, 24 ns → → 1, 52 ⋅ 4 , 53 = 23, 76ns − 1, 52ns = 22, 24 ns → → ns = b) Δt = K c ⋅ m = K c ⋅

18,5 g de urea 6, 89 g g = 0,31 mol de urea → = 59, 7 ≈ 60 22, 24 0,31 mol de urea mol mol

0,331 mol n °C ⋅ kg = 1,86 ⋅ = 7,1 °C m (kg) disolvente mol 81, 5 ⋅ 10−3 kg

La temperatura a la que congela la disolución es: t = t0 − Dt = 0 − 7,1 = −7,1 °C. n n 0, 31 ⋅ 0, 082 ⋅ ( 273 + 25) = 75,75 atm c) π = M ⋅ R ⋅ T = RT → π = RT = V V 0,1

ACTIVIDADES 1

La presión osmótica del plasma sanguíneo es de unas 7,63 atmósferas. Indica cómo prepararás 3 L de suero glucosado que sea adecuado para administrar a un paciente. Datos: glucosa: C6H12O6; temperatura de la habitación: 20 °C. Sol.: Disolver 171,54 g de glucosa en agua hasta tener 3 L.

124

2

La heparina es un anticoagulante que se aplica a los pacientes con riesgo de sufrir trombosis. Para determinar su masa molar se prepara una disolución de 8 g de heparina en 100 mL de alcohol isopropílico y se comprueba que, a 25 °C, ejerce una presión osmótica de 75 mm de Hg. ¿Cuánto vale su masa molar? Sol.: M = 19 800 g/mol.

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EXPERIENCIA EN EL AULA

DISOLUCIONES 1. Surtidor de agua en una zanahoria Material

Objetivo

• Una zanahoria un poco gruesa • Objeto punzante que permita horadar la zanahoria (punzón, destornillador, etc.)

Comprobar el fenómeno de ósmosis a través de las membranas celulares.

• • • • •

Una paja de refresco Una vela y cerillas Un vaso Sal Agua

PROCEDIMIENTO 1. En el extremo superior de la zanahoria haz un agujero de unos 2 o 3 cm de profundidad y del grosor de la paja de refresco.

2. Pon un poco de sal (2 o 3 g) en el interior del agujero. 3. Introduce la paja de refresco en el agujero y córtala para que sobresalgan unos 2 o 3 cm. Sella alrededor de la paja con la cera de la vela con el fin de que no pueda salir líquido.

4. Pon agua en el vaso y, dentro de ella, pon la zanahoria. 5. Espera unos días y verás que salen gotas de agua por la parte superior de la paja de refresco.

CUESTIONES 1

¿De donde procede el agua que sale por la parte superior de la paja?

2

¿A que sabe el agua que sale de la paja?

3

¿Sabe igual que el agua del vaso? ¿Por qué?

4

¿Sucedería lo mismo si en lugar de agua ponemos azúcar dentro de la zanahoria?

5

¿Qué puede ocurrir si metemos la zanahoria en un vaso de agua en el que hemos disuelto bastante sal? (Por ejemplo, tres cucharadas soperas de sal en un vaso de agua.)

2. Agua que traspasa barreras Haz las siguientes experiencias y piensa en las barreras que traspasa el agua. ¿Por qué lo hace?

Coge una bolsa de papel de celofán y pon en su interior una cucharada sopera de sal. Ciérrala bien y métela en un vaso de agua; si hace falta ponle un pequeño peso para que no flote. Verás que, al cabo de un tiempo, hay agua dentro de la bolsa.

Pesa un tazón de garbanzos secos. Déjalos toda una noche en agua. Al día siguiente, sécalos con un paño de cocina y vuelve a pesarlos. ¿Cuánta agua han absorbido? ¿Qué le ha pasado a la piel de los garbanzos?

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EXPERIENCIA EN EL LABORATORIO

DISOLUCIONES Preparar una disolución Objetivo

Preparar una disolución de un soluto sólido con concentración molar conocida. Preparar 100 mL de disolución 0,5 M en Na2CO3.

Material Vidrio de reloj Espátula Balanza Vaso de precipitados de 100 mL • Varilla agitadora • • • •

• Matraz aforado de 100 mL • Pipeta Pasteur • Frasco limpio con tapón y etiqueta • Na2CO3 comercial • Agua destilada

PROCEDIMIENTO 1. Calcula la cantidad de Na2CO3 comercial que necesitas para preparar 100 mL de disolución 0,5 M. Lee en su etiqueta la riqueza del producto.

1

2. Tara la balanza con el vidrio de reloj encima y pesa una cantidad de Na2CO3 comercial igual a la que has calculado en el paso 1.

3

3. En el vaso de precipitados, echa una cierta cantidad de agua destilada (entre 25 y 50 mL). Con cuidado, echa en su interior el Na2CO3 comercial que has pesado y revuelve con la varilla hasta que se disuelva.

menisco

4. Echa el contenido del vaso de precipitados en el matraz aforado. Añade agua destilada hasta que estés cerca de la marca del aforo. Enrasa con la pipeta Pasteur de forma que la parte inferior del menisco sea tangente a la marca del aforo. Colócate de forma que no se produzca error de paralaje.

aforo

5. Pasa la disolución al frasco limpio. Tápala y en su etiqueta escribe las características de la disolución: producto, concentración, fecha y nombre de quien la preparó.

CUESTIONES

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1

¿Por qué tienes que tener en cuenta la riqueza del Na2CO3 comercial en tus cálculos?

2

Imagina que necesitas 110 mL de Na2CO3 0,5M para hacer una reacción. ¿Cómo la prepararías?

3

¿Por qué se guarda la disolución en un frasco con una etiqueta que diga: producto, concentración, fecha y nombre de quien la preparó?

4

Explica cómo harías la pesada si la balanza no tiene la función de tara. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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EXPERIENCIA EN EL LABORATORIO

DISOLUCIONES Comprobar la existencia de la presión osmótica Material

Objetivo

• Recipiente grande con agua (puede ser un cristalizador o un vaso de precipitados grande) • Embudo de vidrio de cuello largo

Comprobar la presión osmótica como la presión física que ejerce una columna de líquido.

• • • • •

Papel de celofán Goma o hilo para sujetar Soporte lateral para el embudo Agua destilada Sal

PROCEDIMIENTO 1. Coloca agua destilada dentro de un cristalizador o vaso de precipitados grande. 2. Tapa la boca del embudo con papel de celofán y átalo fuertemente a su alrededor. 3. Invierte el embudo tapado y coloca en su interior un poco de sal (entre 3 y 5 g). 4. Sujeta el embudo con el soporte lateral y sumérgelo en el agua. 5. Espera un poco de tiempo.

P atm Sal Celofán (membrana semipermeable)

P atm

Presión osmótica Agua destilada

CUESTIONES 1

¿De dónde procede el líquido que hay en el interior del embudo?

2

¿Qué sabor tendrá el agua que hay en el vaso al cabo de un tiempo?

3

¿Puede llegar a salir líquido por el extremo del embudo que está invertido?

4

¿Sucederá lo mismo si en lugar de colocar 5 g de sal (NaCl) dentro del embudo colocamos 5 g de azúcar (C12H22O11)? 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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APLICACIONES

DISOLUCIONES

Ósmosis inversa para depurar el agua del mar Se entiende por ósmosis el paso de moléculas de disolvente a través de una membrana semipermeable que separa dos disoluciones de distinta concentración desde la disolución más diluida a la más concentrada. Como se muestra en la primra figura, si se separan dos disoluciones de distinta concentración por medio de una membrana semipermeable, las moléculas de disolvente pasarán de la más diluida a la más concentrada. El proceso termina cuando dos puntos que estén a la misma altura en cada una de las disoluciones se encuentren a la misma presión. Se llama presión osmótica a la que ejerce la columna de líquido de la disolución concentrada que está por encima del nivel de la superficie libre del líquido en la disolución diluida. 1

2

1

2

4

1 Disolución concentrada

5

2 Membrana semipermeable 6

3 Agua pura 4 Agua de mar 5 Presión

3

3

3

7

6 Salmuera

Podríamos invertir el proceso de ósmosis ejerciendo una presión en la parte de la disolución más concentrada que supere la presión osmótica. Este proceso se denomina ósmosis inversa. La ósmosis inversa se utiliza para obtener agua pura a partir del agua del mar. Hacemos llegar el agua de mar a un recipiente con membranas semipermeables y ejercemos presión; entonces el agua pasará a través de la membrana semipermeable y, del otro lado, obtendremos agua pura, sin sales disueltas. El proceso es similar a una filtración bajo presión. Se origina como deshecho salmuera, que es el agua que conserva concentrada la sal que no atraviesa la membrana. En el esquema se muestra una planta desaladora de ósmosis inversa. Hay un circuido de membranas con el fin de aumentar la eficiencia. En España existen plantas desaladoras por ósmosis inversas en algunas zonas del litoral, como en Canarias o en el Levante. En la isla de Lanzarote, la planta desaladora de Janubio ha permitido aumentar la producción de agua desde los 4000 m3 diarios hasta los 7500 m3. Membrana de ósmosis inversa

Salmuera

Bomba presión Entrada agua de mar

En 2007 comenzó en Torrevieja (Alicante) la construcción de la mayor planta desaladora de España utilizando esta tecnología. Se espera que cuando esté finalizada produzca 80 hm3 de agua al día. Para que se produzca la ósmosis inversa se someterá el agua que se capta del mar a una presión equivalente a la que existe cuando se encuentra a 700 m de profundidad; y con el fin de que la salmuera producida no provoque daños medioambientales se verterá por medio de conducciones que la lleven a 500 m mar adentro y a 10 m de profundidad. La energía que se necesita para el funcionamiento de esta planta se obtiene de paneles fotovoltaicos, complementándola con la que suministra una subestación eléctrica construida en las inmediaciones.

CUESTIONES

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1

La disponibilidad de agua potable es uno de los factores que más influyen en la habitabilidad de una región. Busca en Internet los procedimientos que se utilizan en las distintas regiones de España para obtener agua potable.

2

Se puede obtener agua potable desalando agua del mar, al menos, de dos formas. Indícalas y explica brevemente su funcionamiento.

3

Algunos detractores de la ósmosis inversa dicen que es un procedimiento caro y que ocasiona daños medioambientales; no solo en el proceso de instalación, sino en su funcionamiento diario. Repasa el texto anterior y señala qué es lo que provoca coste y daños medioambientales en una desaladora de este tipo.

4

Los defensores de la ósmosis inversa dicen que el método asegura suministro de agua constante con independencia de que tengamos un año seco o lluvioso. Explica este hecho. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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CURIOSIDADES

DISOLUCIONES

HISTORIA DE LA CIENCIA

Ósmosis inversa La ósmosis inversa se usa desde hace relativamente poco tiempo en plantas desaladoras para obtener agua. En la década de 1960 se obtuvo la primera membrana sintética con aplicación práctica. En las plantas desaladoras actuales las membranas empleadas son de acetato o triacetato de celulosa, aunque también se emplean poliamidas. Por estas membranas puede pasar el agua. Aunque debemos recordar que no existe la membrana perfecta; todas las membranas dejan pasar al agua una pequeña parte de sal. Esta técnica para desalar el agua del mar comenzó a utilizarse en España en la década de 1970, debido, sobre todo, a la escasez de agua potable en determinadas regiones; por ejemplo en Canarias o en Murcia, Almería y Alicante. En la actualidad, la técnica de la ósmosis inversa es la más empleada en plantas desaladoras en nuestro país.

Contaminar con agua caliente Cuando hablamos de contaminación solemos referirnos a vertidos de sustancias líquidas o sólidas que llegan a los ríos o lagos o emisiones gaseosas que llegan a la atmósfera. Pero un simple vertido de agua a una temperatura unos grados por encima del ambiente puede provocar daños en el entorno que nos hacen considerarla como un agente contaminante. Muchos procesos industriales, muy especialmente los destinados a la obtención de energía eléctrica por medio de centrales nucleares o térmicas, liberan en algún momento grandes cantidades de calor. Para controlarlo, se utilizan sistemas de refrigeración que, en la mayoría de los casos consisten en hacer pasar agua que absorbe parte de ese calor y, en consecuencia, se calienta. Las centrales térmicas pierden entre el 50 y el 60 % de la energía que producen; como ejemplo, una central eléctrica que produzca un millón de vatios calienta 120 millones de litros de agua cada hora haciendo que su temperatura aumente 8,5 °C. El aumento de la temperatura del agua afecta, necesariamente, a los organismos que viven en ella. En el caso de las personas, un aumento de 5 °C en la temperatura corporal nos lleva de los 37 °C, que se pueden considerar normales, a los 42 °C, que pueden resultar mortales. Los mamíferos y las aves disponen de mecanismos reguladores que permiten ajustar su cuerpo a algunos cambios en la temperatura ambiente. Pero los animales acuáticos carecen de esa capacidad y, ante un aumento de la temperatura, su metabolismo se acelera, por lo que aumentan sus necesidades de oxígeno. Por otra parte, la solubilidad de los gases en los líquidos disminuye al aumentar la temperatura. El resultado final suele ser la muerte de los peces por asfixia. Todo esto provoca que, en ocasiones, veamos titulares de prensa como este:

Cientos de peces muertos en tres semanas en las vegas del Tajo, Henares y Jarama Las altas temperaturas y los vertidos influyen en la muerte por asfixia CARLOS FRESNEDA-Madrid. 06/07/1987 (Artículo de El PAÍS)

CUESTIONES 1

Localiza alguna información de prensa acerca de la muerte de peces por asfixia. Determina si el aumento de temperatura es debido a causas climatológicas, a algún vertido o a ambos.

2

Se sabe que la trucha de río se muere por encima de los 25 °C. Habitualmente se encuentra en ríos cuya temperatura está entre los 10 y 12 °C. Utilizando las gráficas de solubilidad que aparecen en la unidad 3 del libro de texto, calcula el descenso en la solubilidad del oxígeno en agua cuando se produce este cambio de temperatura.

3

En verano son más frecuentes las noticias que informan de la aparición de peces muertos por asfixia. ¿Sería una solución para este problema airear las aguas de los ríos o pantanos?

4

Sugiere dos procedimientos que eviten que el vertido de agua caliente de una instalación industrial provoque daños medioambientales similares a los descritos. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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BANCO DE DATOS

DISOLUCIONES

Interacciones fundamentales Aleación

Composición 97,9-99,9 % hierro

Acero

Herramientas, estructuras (puentes, vigas). 73-79 % hierro

Acero inoxidable

94-98 % hierro

Duraluminio

Alpaca

82-90 % hierro

Oro nórdico

Oro blanco

Alnico

10-18 % manganeso

Excavadoras, raíles del tren, rodamientos. 1-5 % silicio

80-88 % hierro

10-12 % wolframio

Herramientas para cortar, tornos. 55 % cobre

45 % níquel

Fabricación de monedas. 70 % cobre

30 % níquel

Expuestos al agua: hélices, etc.; monedas. 70-90 % cobre

10-30 % cinc

Bisutería, soldadura, equipos pesqueros. 70-95 % cobre

10-30 % estaño

1-10 % cinc

Estatuas, campanas, engranajes. 93-95 % aluminio

4-5 % cobre

0,5-2 % magnesio

Piezas de aviones, automóviles y cohetes. ≈50-70 % cobre

13-25 % cinc

13-25 % níquel

Objetos de bisutería, vajillas, cremalleras, instrumentos quirúrgicos. 86 % cobre

Manganina

0,5-2 % cromo

Motores, generadores y transformadores (aplicaciones eléctricas).

Acero extrarrápido

Bronce

1,5-4 % níquel

95-99 % hierro

Acero al silicio

Latón

7-9 % níquel

Piezas de motores, planchas para elementos blindados.

Acero al manganeso

Cuproníquel

14-18 % níquel

Utillaje de cocina, herramientas.

Acero al cromo-níquel

Constantán

0,1-2,1 % carbono

12 % manganeso

2 % níquel

Conductor en sistemas criogénicos debido a su estabilidad térmica. Su resistividad apenas varía con la temperatura. 89 % cobre

5 % aluminio

5 % cinc

1 % estaño

Monedas (10, 20 y 50 céntimos de euro). 75 oro (75 quilates)

Resto de paladio o níquel, platino

Joyería. 15-26 % níquel

5-24 % cobalto

8-12 % aluminio

0-6 % cobre

% titanio

Resto de hierro

Fabricación de imanes.

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AMPLIACIÓN sin soluciones

FICHA 1

LAS DISOLUCIONES

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Generalmente las mezclas se pueden clasificar en homogéneas y heterogéneas; según sus componentes se puedan o no separar por métodos físicos (filtración o decantación) y distinguir a simple vista o con ayuda de un microscopio ordinario. Pero en realidad, no existe una división bien definida entre ambos tipos de mezcla. Existen sustancias materiales intermedias, como las mezclas coloidales y las suspensiones. Una forma de clasificar a las mezclas, es atendiendo a los diferentes tamaños de las partículas que las forman. Mezcla

Tamaño de sus partículas ≤ 10−9 m

Mezcla homogénea

10−9 m-10−7 m

Mezcla coloidal Suspensión

∼ 10−7 m

Mezcla heterogénea

≥ 10−7 m

En la mezcla coloidal no se habla de soluto y disolvente, sino que se distingue el componente disperso (fase dispersa), que se encuentra en menor proporción, y el medio de dispersión, componente en el que se encuentran dispersos el resto de componentes de la mezcla. Las partículas de la fase dispersa son grandes agregados de moléculas llamados micelas.

Disolvente

Soluto

Disolución Disolución Suspensión Por ejemplo, cada micela de azufre en estado coloidal coloidal está formada por unas 1000 moléculas de azufre. Constituyen un grupo importante de sustancias; la mayoría de los tejidos y líquidos orgánicos son de naturaleza coloidal: leche, hemoglobina de la sangre, pinturas, nubes, humos. Los coloides se caracterizan porque dispersan la luz en todas direcciones (Efecto Tyndall); por eso su aspecto suele ser turbio. Si se hace pasar un rayo de luz a través de un coloide, el rayo es dispersado y su trayectoria se hace visible. No se observa dicha dispersión con las disoluciones comunes porque las partículas del soluto son demasiado pequeñas para interactuar con la luz visible y producir la dispersión (reflexión y refracción) de la luz. El término de suspensión se reserva para las mezclas en las que el componente disperso se encuentra dentro del medio de dispersión y se puede separar fácilmente por filtración o decantación. Existen ocho tipos distintos de mezclas coloidales basadas en el estado físico de sus componentes: Medio de dispersión

Fase dispersa

Nombre

Ejemplos

Sólido

Sólido

Sol sólido

Aleaciones como el acero

Sólido

Líquido

Gel

Gelatina, mantequilla

Sólido

Gas

Espuma

Espumas plásticas

Líquido

Sólido

Sol

Pinturas, tintas, cola, gomas

Líquido

Líquido

Emulsión

Mahonesa

Líquido

Gas

Espuma

Espuma, nata batida

Gas

Sólido

Aerosol

Humo, polvo en aire, smog

Gas

Líquido

Aerosol

Nieblas, nubes, brumas

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LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 1

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FICHA 1

CURSO:

FECHA:

¿Por qué en la clasificación de mezclas coloidales no aparece la combinación gas-gas?

SOLUCIÓN

2

¿Qué es una emulsión? Escribe algunos ejemplos.

SOLUCIÓN

3

Consulta los constituyentes existentes en la leche y basándote en ello clasifica a la leche como una disolución o como una emulsión.

SOLUCIÓN

4

¿En qué consiste el smog industrial? Indica si es una mezcla coloidal y, en caso afirmativo, cuál es el medio de dispersión y cuál el componente disperso.

SOLUCIÓN

5

Los coloides pueden parecer disoluciones, ya que también son mezclas homogéneas ¿Cómo puede distinguirse una disolución de un coloide?

SOLUCIÓN

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AMPLIACIÓN sin soluciones

FICHA 1

LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 6

CURSO:

FECHA:

¿Se pueden observar los componentes de una mezcla coloidal mirando a través de microscopios ordinarios?

SOLUCIÓN

7

Si agitas un vaso de agua con polvo de carbón y lo dejas en reposo, ¿Qué sucede? ¿Qué tipo de mezcla se forma?

SOLUCIÓN

8

Una mezcla está formada por partículas que tienen un tamaño del orden de 100 nm y se pueden separar fácilmente por filtración o decantación. ¿Cómo se clasifica la mezcla?

SOLUCIÓN

9

¿Por qué las partículas sólidas que forman el humo no sedimentan si son más densas que el aire?

SOLUCIÓN

10

Completa la siguiente tabla de propiedades para disoluciones, coloides y suspensiones:

SOLUCIÓN Propiedad

Disolución

Coloide

Suspensión

0,1 nm-1 nm

1 nm-100 nm

∼100 nm

Sedimentación

No

No

Sí

Filtración en papel

No

No

Sí

Homogénea

Sí

Intermedia

No

Efecto Tyndall

No

Sí

Sí

Tamaño de partícula (nm)

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FICHA 1

LAS DISOLUCIONES

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Metales y aleaciones La mayor parte de los metales que utilizamos las personas se encuentran en forma de aleaciones, porque mejoran las propiedades mecánicas y físicas del metal puro. Por ejemplo, el hierro dulce (99,90-99,99 % de pureza) es blando, dúctil, maleable y quebradizo. Debido a sus bajas propiedades mecánicas tiene un uso limitado; se usa fundamentalmente en electricidad y electrónica. Sin embargo, sus aleaciones mejoran considerablemente sus propiedades. Las aleaciones son mezclas de dos o más metales y, a veces, un metal y un no metal. Normalmente, se producen mediante calentamiento y fundición de ambas sustancias. Algunas aleaciones tienen gran resistencia a la tensión, otras soportan temperaturas muy elevadas, como la aleación del wolframio y torio, utilizado en los filamentos de las bombillas. • La primera aleación conocida por el hombre fue el bronce, aleación de cobre y estaño más duro que el cobre, empleada en la fabricación de instrumentos de cocina, espadas y lanzas, hace más de seis mil años. El bronce fue tan importante que hay un periodo de la historia llamado Edad de Bronce. • El cobre es demasiado blando para determinadas aplicaciones, pero mezclado con otros metales forma aleaciones más duras como el latón, que se obtiene añadiendo cinc (33 %) al cobre (67 %), con lo que la resistencia mecánica del cobre aumenta mucho. Se usa para moldear cacerolas, pomos y en la fabricación de monedas. • El acero común contiene hierro y pequeñas cantidades de carbono que oscilan entre el 0,5 % al 2 %. Esta variación en el porcentaje de carbono proporciona a esta aleación diferentes grados de dureza, elasticidad, etcétera., siendo más resistente a la oxidación que el hierro puro. Los aceros aleados contienen, además, elementos como manganeso, titanio, silicio, níquel, wolframio, cromo, vanadio y molibdeno con objeto de obtener aceros de características especiales. • El acero inoxidable es una aleación de hierro y carbono, con níquel y una alta proporción de cromo. Se caracteriza por su elevada resistencia y que no se oxida ni corroe fácilmente. Puede pulirse hasta alcanzar brillo, y se usa en el hogar en utensilios de cocina: cuchillos, tenedores, sartenes y fregaderos. También se utiliza en la fabricación de rodamientos y palas para las turbinas de los aviones a reacción. • La amalgama es una forma especial de aleación en que uno de los metales es el mercurio. Excepto el hierro y el platino, la mayoría de los metales se pueden mezclar con el mercurio. Los dentistas utilizaban la plata y el mercurio para hacer empastes desde el siglo XIX, pero debido a su elevada toxicidad han sido reemplazados por materiales plásticos que tienen el mismo color que los dientes.

11

Contesta a las siguientes cuestiones sobre aleaciones. a) ¿Por qué se utiliza el acero inoxidable en tuberías y grandes depósitos en las refinerías de petróleo y plantas químicas? b) ¿Para qué se utiliza el mercurio en la extracción de oro y qué problemas presenta para el medio ambiente? c) ¿Qué ventajas tiene el acero galvanizado? d) ¿A qué se llama hierro dulce y qué aplicaciones tiene? e) ¿Qué es la hojalata?

SOLUCIÓN a)

continúa 앶앸

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FICHA 1

LAS DISOLUCIONES CURSO:

FECHA:

b)

c)

d)

e)

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FICHA 2

LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La llamada medicina homeopática está basada en dos leyes fundamentales propuestas por el médico alemán Samuel Hahnemann, una de ellas es la ley de los infinitesimales. Según esta, cuanto más diluida se encuentre la sustancia química presente en el medicamento, más eficaz y potente será. Al contrario de lo que lógicamente sería de esperar, para conseguir el efecto curativo, se utiliza la menor cantidad posible de sustancia. El límite de la dilución se alcanza cuando solo queda una molécula de la supuesta medicina, lo que requiere conocer el número de Avogadro. Pero aunque Hahnemann tenía conocimientos de química y fue contemporáneo de Amedeo Avogadro (1776-1856), cuando publicó los resultados de sus experimentos, no se conocía todavía la hipótesis de Avogadro, enunciada en 1811, pero ignorada por los químicos hasta 1858. Esta hipótesis se basa en que la materia no se puede dividir indefinidamente, sino que existe una unidad, la molécula, que es la mínima cantidad de una sustancia que mantiene sus propiedades químicas. Solución (1cm3)

Principio activo (1 cm3) Disolvente

Los remedios homeopáticos actuales se comercializan en forma de pastillas de lactosa que contienen solo unas gotas de la solución extremadamente diluida. En las etiquetas de los frascos aparecen los extractos utilizados junto con su dilución (XH, CH, MH indican la dilución: 1/10, 1/100 y 1/1000, respectivamente.)

1. EJERCICIO RESUELTO Para preparar el remedio homeopático que denominan natrum muriaticum (conocida químicamente como cloruro de sodio y vulgarmente como sal común) se utiliza un proceso de dilución secuencial, por el que el principio activo es diluido centesimalmente (1:100) quince veces en agua como disolvente. Para ello se parte de una disolución al 10 % en peso, que se obtiene disolviendo 10 g de cloruro de sodio en 90 g de agua, como la masa molecular de la sal es 58,5 g/mol, contendrá 0,17 mol y 1022 moléculas de soluto. SOLUCIÓN a) ¿Es correcto hablar de moléculas de cloruro de sodio? Al ser un compuesto iónico que se disocia totalmente en agua, tendríamos que hablar más exactamente de 1022 cationes sodio Na1+ y 1022 aniones cloruro Cl1−. b) Si tomas con una pipeta, 1 mL de esta disolución inicial al 10 % en peso y añades 99 mL de agua (una dilución centesimal), ¿cual será la nueva concentración? ¿Cuántas moléculas de soluto se encontrarán en la disolución? La concentración resultante será de 10−3 g/mL (0,1 g de soluto en 100 mL de disolución), lo que es lo mismo un 0,1 % peso/volumen y una molaridad de 1,7 ⋅ 10−3 que corresponde con 1020 moléculas de soluto (realmente 1020 iones Na1+ y 1020 iones Cl1−). c) Las partes por millón indican las partes (g o mL) de soluto que se encuentran disueltas en 106 partes (g o mL ) de disolución. ¿Cuál será la concentración de la disolución anterior en partes por millón? Un 1 % (1/100) equivale a 10 000 ppm (104/106). Como la disolución tiene una concentración de 0,1 %, expresada en partes por millón será de 1000 ppm.

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LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 12

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FICHA 2

CURSO:

FECHA:

Si repetimos el procedimiento descrito en el ejercicio anterior hasta realizar un total de quince diluciones centesimales consecutivas, ¿cuál será la concentración y el número de moléculas en cada una de las diluciones sucesivas? a) Completa la tabla de concentraciones y número de moléculas (pares de iones) del principio activo (soluto). b) ¿En qué operación se alcanza el límite de dilución? c) Realiza una gráfica representando el número de moléculas del soluto frente al número de diluciones. d) A la vista de tus resultados, ¿crees que las teorías de la homeopatía están basadas en hechos científicos y de que sus preparados pueden considerarse medicamentos? e) ¿Cómo explicar entonces los casos en que los preparados homeopáticos parecen ser eficaces? f) Los médicos suelen decir, parafraseando a Galeno, que: «Todo es remedio, todo es veneno, la diferencia está en la dosis». ¿Crees que los remedios homeopáticos pueden ser peligrosos para la salud?

SOLUCIÓN a)

b)

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FICHA 2

LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES CURSO:

FECHA:

c)

d)

e)

f)

La unidad de concentración empleada para determinar la presencia de elementos en pequeñas cantidades (trazas) en una mezcla es la de ppm o partes por millón. Por ejemplo, se utiliza para expresar la concentración de contaminantes (plomo, cromo, cadmio, mercurio, nitratos, etc.) disueltos en agua. Se define como las partes de soluto contenidas en un millón de partes de disolución. Puede referirse tanto a masa, en el caso de sólidos, como en volumen, en el caso de líquidos o gases. Por ejemplo: g soluto/m3 de disolución, mg soluto/L de disolución, g soluto/tonelada disolución.

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FICHA 2

LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 13

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CURSO:

FECHA:

Contesta: a) Completa la tabla de concentración de los componentes del aire en partes por millón. b) La fluoración permitida para las aguas de consumo es de una parte por millón. Expresa esta concentración en porcentaje. ¿Por qué crees que se le añade flúor al agua?

SOLUCIÓN a)

b)

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FICHA 3

LA SOLUBILIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

2. EJERCICIO RESUELTO En una experiencia de laboratorio se determina la máxima cantidad de nitrato de potasio que se puede disolver en 100 g de agua a diferentes temperaturas. Los resultados ordenados se indican en la tabla de datos: Masa KNO3 (g )

12

21

33

46

65

86

112

138

168

202

246

Temperatura ( ºC )

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

SOLUCIÓN a) ¿Cómo se puede definir la máxima cantidad de nitrato de potasio disuelta en 100 g de agua? La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente. En estas condiciones se dice que la disolución está saturada, llamándose a la concentración de la disolución, solubilidad de la sustancia. b) Representa la gráfica de masa de nitrato de potasio frente a la temperatura. ¿Qué relación existe entre ambas magnitudes? En este caso, al igual que en la mayoría de solutos sólidos, la solubilidad en líquidos aumenta con la temperatura, aunque no de manera proporcional ni de igual forma, por ejemplo, la solubilidad de la sal en 100 g de agua apenas varía con la temperatura; 34g a 0 °C y 38g a 60 °C

240 220 200 180 Masa (g)

160 140 120 100 80 60 40 20 10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

T (º C)

c) Deduce, utilizando la gráfica, la solubilidad del nitrato de potasio a 25 °C y a 85 °C La solubilidad del nitrato a 25 °C es, aproximadamente, de 39 g/100 g H2O y a 85 °C, de 180 g/100 g de H2O. Es mucho más soluble a temperaturas altas que a temperaturas bajas. d) Si añadimos 500 g de k NO3 en agua hirviendo hasta saturación, ¿cuántos gramos se podrán disolver? A la temperatura de 100 °C la máxima cantidad de nitrato que se puede disolver es de 246 g. El resto, 500 g − 246 g = 254 g, quedará sin disolver en el recipiente. e) Si a continuación se deja enfriar la disolución hasta 30 °C y se filtra para separar los cristales formados, ¿qué cantidad de nitrato de potasio cristaliza? Si la disolución contenía 246 g de nitrato de potasio a 100 °C y se deja enfriar hasta 30 °C, en que la solubilidad es de 46 g, la diferencia entre ambas cantidades cristaliza: 246 g – 46 g = 200 g. continúa 앶앸

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FICHA 3

LA SOLUBILIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

f) ¿Qué es una disolución sobresaturada? En algunos casos, al enfriar lentamente una disolución saturada, el soluto no cristaliza; permanece el exceso de soluto en disolución y presenta una solubilidad mayor que la que le corresponde a una disolución saturada a esa temperatura. Estas disoluciones se llaman sobresaturadas y son muy inestables; basta una pequeña agitación o añadir un pequeño cristal de soluto, para que el exceso de soluto cristalice.

14

La cristalización fraccionada es un método de separación de sustancias basado en la diferente solubilidad de los componentes que forman una mezcla. Para purificar una muestra de 90 g de nitrato de potasio contaminada con 10 g de cloruro de sodio, se disuelve la mezcla en 100 g de agua a 60 °C y, a continuación, la disolución se enfría de manera gradual hasta 0 °C. Consulta los datos de solubilidad del KNO3 y del NaCl y responde razonadamente. Datos de solubilidad del NaCl: S a 0 °C = 34 g/100 g de H2O; S a 60 °C = 38 g/100 g de H2O. a) b) c) d) e)

¿Qué le ocurre al nitrato de potasio de la disolución? ¿Qué cantidad de nitrato de potasio se separa de la disolución? ¿Qué sucede con el cloruro de sodio? ¿Qué porcentaje de la cantidad original de nitrato de potasio se puede obtener por este procedimiento? Muchos de los compuestos sólidos, inorgánicos y orgánicos, que se utilizan en el laboratorio se purifican mediante la cristalización fraccionada. ¿Qué condiciones deben cumplir los compuestos que se quieren purificar mediante este sistema?

SOLUCIÓN a)

b)

c)

d)

e)

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AMPLIACIÓN con soluciones

FICHA 1

LAS DISOLUCIONES

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Generalmente las mezclas se pueden clasificar en homogéneas y heterogéneas; según sus componentes se puedan o no separar por métodos físicos (filtración o decantación) y distinguir a simple vista o con ayuda de un microscopio ordinario. Pero en realidad, no existe una división bien definida entre ambos tipos de mezcla. Existen sustancias materiales intermedias, como las mezclas coloidales y las suspensiones. Una forma de clasificar a las mezclas, es atendiendo a los diferentes tamaños de las partículas que las forman. Mezcla

Tamaño de sus partículas ≤ 10−9 m

Mezcla homogénea

10−9 m-10−7 m

Mezcla coloidal Suspensión

∼ 10−7 m

Mezcla heterogénea

≥ 10−7 m

En la mezcla coloidal no se habla de soluto y disolvente, sino que se distingue el componente disperso (fase dispersa), que se encuentra en menor proporción, y el medio de dispersión, componente en el que se encuentran dispersos el resto de componentes de la mezcla. Las partículas de la fase dispersa son grandes agregados de moléculas llamados micelas.

Disolvente

Soluto

Disolución Disolución Suspensión Por ejemplo, cada micela de azufre en estado coloidal coloidal está formada por unas 1000 moléculas de azufre. Constituyen un grupo importante de sustancias; la mayoría de los tejidos y líquidos orgánicos son de naturaleza coloidal: leche, hemoglobina de la sangre, pinturas, nubes, humos. Los coloides se caracterizan porque dispersan la luz en todas direcciones (Efecto Tyndall); por eso su aspecto suele ser turbio. Si se hace pasar un rayo de luz a través de un coloide, el rayo es dispersado y su trayectoria se hace visible. No se observa dicha dispersión con las disoluciones comunes porque las partículas del soluto son demasiado pequeñas para interactuar con la luz visible y producir la dispersión (reflexión y refracción) de la luz. El término de suspensión se reserva para las mezclas en las que el componente disperso se encuentra dentro del medio de dispersión y se puede separar fácilmente por filtración o decantación. Existen ocho tipos distintos de mezclas coloidales basadas en el estado físico de sus componentes: Medio de dispersión

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Fase dispersa

Nombre

Ejemplos

Sólido

Sólido

Sol sólido

Aleaciones como el acero

Sólido

Líquido

Gel

Gelatina, mantequilla

Sólido

Gas

Espuma

Espumas plásticas

Líquido

Sólido

Sol

Pinturas, tintas, cola, gomas

Líquido

Líquido

Emulsión

Mahonesa

Líquido

Gas

Espuma

Espuma, nata batida

Gas

Sólido

Aerosol

Humo, polvo en aire, smog

Gas

Líquido

Aerosol

Nieblas, nubes, brumas

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AMPLIACIÓN con soluciones

FICHA 1

LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 1

CURSO:

FECHA:

¿Por qué en la clasificación de mezclas coloidales no aparece la combinación gas-gas?

SOLUCIÓN Porque por su propia naturaleza, las mezclas de gases son autenticas disoluciones. 2

¿Qué es una emulsión? Escribe algunos ejemplos.

SOLUCIÓN Una emulsión es una dispersión coloidal compuesta por dos líquidos inmiscibles. Se puede preparar una emulsión de aceite y agua añadiendo un agente emulsionante, como el jabón, que estabiliza el coloide. La mahonesa es una emulsión formada por aceite y vinagre (o limón), con yema de huevo como agente emulsionante. 3

Consulta los constituyentes existentes en la leche y basándote en ello clasifica a la leche como una disolución o como una emulsión.

SOLUCIÓN La leche es fundamentalmente una emulsión formada por gotitas de grasa dispersas en una disolución acuosa, aunque también existen partículas dispersas de proteínas y otros sólidos. La leche contiene casina como agente emulsionante. Cuando se agria y la caseína se coagula, se separa también la grasa en forma de grandes glóbulos. Haz de luz

Disolución

Disolución coloidal

El proceso de desnatado consiste en separar las gotitas mayores, mientras que en el de la homogeneización estas gotitas se hacen más pequeñas. 4

¿En qué consiste el smog industrial? Indica si es una mezcla coloidal y, en caso afirmativo, cual es el medio de dispersión y cual el componente disperso.

SOLUCIÓN La palabra inglesa smog procede de la combinación de smoke (humo) y fog (niebla) se usa para designar la contaminación atmosférica como resultado de las condiciones climatológicas y algunos contaminantes (hollín, azufre) producidos por la combustión de carbón y petróleo. El smog es una mezcla coloidal en que el medio de dispersión es el aire (gas) y la fase dispersa (sólida) las moléculas de carbono y de azufre. 5

Los coloides pueden parecer disoluciones, ya que también son mezclas homogéneas ¿Cómo puede distinguirse una disolución de un coloide?

SOLUCIÓN El mejor procedimiento para diferenciar mezclas coloidales de las disoluciones verdaderas es analizar su comportamiento frente a la luz. Al hacer pasar un haz luminoso, observando directamente en dirección perpendicular a su recorrido, el rayo se hace evidente cuando pasa a través de una mezcla coloidal, pero no es visible al pasar a través de la disolución. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 1

LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 6

CURSO:

FECHA:

¿Se pueden observar los componentes de una mezcla coloidal mirando a través de microscopios ordinarios?

SOLUCIÓN El poder de resolución de un microscopio se define como su capacidad para dar imágenes distintas de dos puntos muy próximos en el campo de visión. El límite inferior de las disoluciones coloidales (10−9 m) está próximo al de visibilidad de los ultramicroscopios y el superior (10−7 m) al de los microscopios ordinarios.

7

Si agitas un vaso de agua con polvo de carbón y lo dejas en reposo, ¿Qué sucede? ¿Qué tipo de mezcla se forma?

SOLUCIÓN Al dejarlo en reposo, las partículas acaban por depositarse en el fondo del vaso. Las partículas de carbón son insolubles y visibles a simple vista, forman una suspensión.

8

Una mezcla está formada por partículas que tienen un tamaño del orden de 100 nm y se pueden separar fácilmente por filtración o decantación. ¿Cómo se clasifica la mezcla?

SOLUCIÓN La mezcla se clasifica como una suspensión porque el tamaño de sus partículas es del orden de 10−7 m. El diferenciar los distintos tipos de mezclas por el tamaño de sus partículas, se debe a que los átomos y moléculas pueden agregarse para formar conjuntos de mayor o menor tamaño.

9

¿Por qué las partículas sólidas que forman el humo no sedimentan si son más densas que el aire?

SOLUCIÓN Porque las moléculas que constituyen el aire (nitrógeno, oxígeno, etcétera.) en su continuo movimiento (teoría cinética), impactan repetidamente contra las partículas sólidas del humo. De esta forma adquieren un movimiento continuo e irregular en zigzag que se llama movimiento browniano, en honor a Robert Brown, botánico escocés, que descubrió en 1827 este movimiento al observar en el microscopio que los granos de polen suspendidos en agua se movían sin cesar.

10

Completa la siguiente tabla de propiedades para disoluciones, coloides y suspensiones:

SOLUCIÓN Propiedad

Disolución

Coloide

Suspensión

0,1 nm-1 nm

1 nm-100 nm

∼100 nm

Sedimentación

No

No

Sí

Filtración en papel

No

No

Sí

Homogénea

Sí

Intermedia

No

Efecto Tyndall

No

Sí

Sí

Tamaño de partícula (nm)

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FICHA 1

LAS DISOLUCIONES

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

Metales y aleaciones La mayor parte de los metales que utilizamos las personas se encuentran en forma de aleaciones, porque mejoran las propiedades mecánicas y físicas del metal puro. Por ejemplo, el hierro dulce (99,90-99,99 % de pureza) es blando, dúctil, maleable y quebradizo. Debido a sus bajas propiedades mecánicas tiene un uso limitado; se usa fundamentalmente en electricidad y electrónica. Sin embargo, sus aleaciones mejoran considerablemente sus propiedades. Las aleaciones son mezclas de dos o más metales y, a veces, un metal y un no metal. Normalmente, se producen mediante calentamiento y fundición de ambas sustancias. Algunas aleaciones tienen gran resistencia a la tensión, otras soportan temperaturas muy elevadas, como la aleación del wolframio y torio, utilizado en los filamentos de las bombillas. • La primera aleación conocida por el hombre fue el bronce, aleación de cobre y estaño más duro que el cobre, empleada en la fabricación de instrumentos de cocina, espadas y lanzas, hace más de seis mil años. El bronce fue tan importante que hay un periodo de la historia llamado Edad de Bronce. • El cobre es demasiado blando para determinadas aplicaciones, pero mezclado con otros metales forma aleaciones más duras como el latón, que se obtiene añadiendo cinc (33 %) al cobre (67 %), con lo que la resistencia mecánica del cobre aumenta mucho. Se usa para moldear cacerolas, pomos y en la fabricación de monedas. • El acero común contiene hierro y pequeñas cantidades de carbono que oscilan entre el 0,5 % al 2 %. Esta variación en el porcentaje de carbono proporciona a esta aleación diferentes grados de dureza, elasticidad, etcétera., siendo más resistente a la oxidación que el hierro puro. Los aceros aleados contienen, además, elementos como manganeso, titanio, silicio, níquel, wolframio, cromo, vanadio y molibdeno con objeto de obtener aceros de características especiales. • El acero inoxidable es una aleación de hierro y carbono, con níquel y una alta proporción de cromo. Se caracteriza por su elevada resistencia y que no se oxida ni corroe fácilmente. Puede pulirse hasta alcanzar brillo, y se usa en el hogar en utensilios de cocina: cuchillos, tenedores, sartenes y fregaderos. También se utiliza en la fabricación de rodamientos y palas para las turbinas de los aviones a reacción. • La amalgama es una forma especial de aleación en que uno de los metales es el mercurio. Excepto el hierro y el platino, la mayoría de los metales se pueden mezclar con el mercurio. Los dentistas utilizaban la plata y el mercurio para hacer empastes desde el siglo XIX, pero debido a su elevada toxicidad han sido reemplazados por materiales plásticos que tienen el mismo color que los dientes.

11

Contesta a las siguientes cuestiones sobre aleaciones. a) ¿Por qué se utiliza el acero inoxidable en tuberías y grandes depósitos en las refinerías de petróleo y plantas químicas? b) ¿Para qué se utiliza el mercurio en la extracción de oro y qué problemas presenta para el medio ambiente? c) ¿Qué ventajas tiene el acero galvanizado? d) ¿A qué se llama hierro dulce y qué aplicaciones tiene? e) ¿Qué es la hojalata?

SOLUCIÓN a) Debido a su resistencia a los productos químicos corrosivos y a su propia resistencia. El cromo que contiene lo protege de la corrosión. Sin embargo, el carbono disminuye la resistencia del cromo a la corrosión, y por eso el acero inoxidable tiene una baja proporción de carbono. b) El mineral molido que contiene oro se mezcla con mercurio para formar una amalgama líquida de oro y mercurio, que se puede separar con facilidad del resto de la mena. El oro se recupera fácilmente mediante la destilación de la amalgama. Este método provoca grandes problemas ecológicos, puesto que el mercurio es una sustancia muy tóxica y envenena los ríos. continúa 앶앸 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 1

LAS DISOLUCIONES CURSO:

FECHA:

c) El acero galvanizado es acero recubierto de cinc mediante un baño electrolítico para formar una capa protectora que impida que el acero se oxide. Se utiliza para depósitos de agua. d) El hierro dulce es hierro al que se le han eliminado prácticamente todas las impurezas que acompañan al hierro obtenido en el alto horno (hierro de fundición o arrabio). Se utiliza para fabricar electroimanes y solenoides que tienen numerosas aplicaciones en la industria y la tecnología: relés, motores, generadores, transformadores, altavoces, micrófonos,… e) La hojalata es un producto laminado plano, constituido por acero con bajo contenido en carbono (entre 0,03 % y 0,13 %), recubierto por ambas caras por una capa de estaño. Es un material que combina la resistencia mecánica del acero con la resistencia a la corrosión del estaño; por ello se utiliza en la fabricación de latas de conservas para almacenar alimentos de origen vegetal o animal. Las latas se recubren de estaño porque resiste la corrosión producida por los ácidos que se encuentran en muchos alimentos. Si el estaño empieza a reaccionar, tiende a formar una capa de óxido resistente que impide que prosiga la reacción.

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FICHA 2

LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

La llamada medicina homeopática está basada en dos leyes fundamentales propuestas por el médico alemán Samuel Hahnemann, una de ellas es la ley de los infinitesimales. Según esta, cuanto más diluida se encuentre la sustancia química presente en el medicamento, más eficaz y potente será. Al contrario de lo que lógicamente sería de esperar, para conseguir el efecto curativo, se utiliza la menor cantidad posible de sustancia. El límite de la dilución se alcanza cuando solo queda una molécula de la supuesta medicina, lo que requiere conocer el número de Avogadro. Pero aunque Hahnemann tenía conocimientos de química y fue contemporáneo de Amedeo Avogadro (1776-1856), cuando publicó los resultados de sus experimentos, no se conocía todavía la hipótesis de Avogadro, enunciada en 1811, pero ignorada por los químicos hasta 1858. Esta hipótesis se basa en que la materia no se puede dividir indefinidamente, sino que existe una unidad, la molécula, que es la mínima cantidad de una sustancia que mantiene sus propiedades químicas. Solución (1cm3)

Principio activo (1 cm3) Disolvente

Los remedios homeopáticos actuales se comercializan en forma de pastillas de lactosa que contienen solo unas gotas de la solución extremadamente diluida. En las etiquetas de los frascos aparecen los extractos utilizados junto con su dilución (XH, CH, MH indican la dilución: 1/10, 1/100 y 1/1000, respectivamente.)

1. EJERCICIO RESUELTO Para preparar el remedio homeopático que denominan natrum muriaticum (conocida químicamente como cloruro de sodio y vulgarmente como sal común) se utiliza un proceso de dilución secuencial, por el que el principio activo es diluido centesimalmente (1:100) quince veces en agua como disolvente. Para ello se parte de una disolución al 10 % en peso, que se obtiene disolviendo 10 g de cloruro de sodio en 90 g de agua, como la masa molecular de la sal es 58,5 g/mol, contendrá 0,17 mol y 1022 moléculas de soluto. SOLUCIÓN a) ¿Es correcto hablar de moléculas de cloruro de sodio? Al ser un compuesto iónico que se disocia totalmente en agua, tendríamos que hablar más exactamente de 1022 cationes sodio Na1+ y 1022 aniones cloruro Cl1−. b) Si tomas con una pipeta, 1 mL de esta disolución inicial al 10 % en peso y añades 99 mL de agua (una dilución centesimal), ¿cual será la nueva concentración? ¿Cuántas moléculas de soluto se encontrarán en la disolución? La concentración resultante será de 10−3 g/mL (0,1 g de soluto en 100 mL de disolución), lo que es lo mismo un 0,1 % peso/volumen y una molaridad de 1,7 ⋅ 10−3 que corresponde con 1020 moléculas de soluto (realmente 1020 iones Na1+ y 1020 iones Cl1−). c) Las partes por millón indican las partes (g o mL) de soluto que se encuentran disueltas en 106 partes (g o mL ) de disolución. ¿Cuál será la concentración de la disolución anterior en partes por millón? Un 1 % (1/100) equivale a 10 000 ppm (104/106). Como la disolución tiene una concentración de 0,1 %, expresada en partes por millón será de 1000 ppm.

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FICHA 2

LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 12

CURSO:

FECHA:

Si repetimos el procedimiento descrito en el ejercicio anterior hasta realizar un total de quince diluciones centesimales consecutivas, ¿cuál será la concentración y el número de moléculas en cada una de las diluciones sucesivas? a) Completa la tabla de concentraciones y número de moléculas (pares de iones) del principio activo (soluto). b) ¿En qué operación se alcanza el límite de dilución? c) Realiza una gráfica representando el número de moléculas del soluto frente al número de diluciones. d) A la vista de tus resultados, ¿crees que las teorías de la homeopatía están basadas en hechos científicos y de que sus preparados pueden considerarse medicamentos? e) ¿Cómo explicar entonces los casos en que los preparados homeopáticos parecen ser eficaces? f) Los médicos suelen decir, parafraseando a Galeno, que: «Todo es remedio, todo es veneno, la diferencia está en la dosis». ¿Crees que los remedios homeopáticos pueden ser peligrosos para la salud?

SOLUCIÓN a) A cada dilución, la concentración se reduce 100 veces, por tanto, al final de quince diluciones resultará una concentración de 10–29 g/mL. Para entenderlo mejor, si disolviéramos un terrón de azúcar en el agua que hay en todo el planeta, la concentración resultante sería incluso mayor que la presente en la mayoría de medicamentos homeopáticos. Dilución

Concentración (g /mL)

% P/V (peso/volumen)

Molaridad (mol/L)

Moléculas principio activo (soluto)

1.a

10−3

10−1

1,7 ⋅ 10−3

1020

2.a

10−5

10−3

1,7 ⋅ 10−5

1018

3.a

10−7

10−5

1,7 ⋅ 10−7

1016

4.a

10−9

10−7

1,7 ⋅ 10−9

1014

5.a

10−11

10−9

1,7 ⋅ 10−11

1012

6.a

10−13

10−11

1,7 ⋅ 10−13

1010

7.a

10−15

10−13

1,7 ⋅ 10−15

108

8.a

10−17

10−15

1,7 ⋅ 10−17

106

9.a

10−19

10−17

1,7 ⋅ 10−19

104

10.a

10−21

10−19

1,7 ⋅ 10−21

102

11.a

10−23

10−21

1,7 ⋅ 10−23

1

a

−25

−23

−25

−

10

10

1,7 ⋅ 10

13.a

10−27

10−25

1,7 ⋅ 10−27

−

14.

a

−29

−27

1,7 ⋅ 10

−29

−

15.

a

1,7 ⋅ 10

−31

−

12.

10

−31

10

10

−29

10

b) En la dilución número once se llega al límite de dilución, que es aquel donde solo se encuentra una sola molécula (al ser un compuesto iónico, un solo catión sodio y un solo anión cloruro), en las siguientes diluciones se sobrepasa este límite, por lo que probablemente solo tendremos moléculas de disolvente.

continúa 앶앸

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FICHA 2

LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

c) 1022 1020 1018 n.º de moléculas

1016 1014 1012 1010 108 106 104 102 1 1

2

3

4

5

6

7

8

9 10 11 12

n.º de disoluciones

d) En los preparados homeopáticos se realizan tantas disoluciones que según las leyes de la física la probabilidad de encontrar una sola molécula del principio activo inicial es prácticamente cero, por lo que los preparados homeopáticos difícilmente pueden producir efectos beneficiosos. Como conclusión y hasta la fecha, la homeopatía no es una teoría científica y no puede considerarse realmente como medicamento. e) Aunque muchos seguidores confirman los supuestos beneficios de esta medicina alternativa, esto no significa que esté basada en leyes ciertas, sino que hay que estar dispuesto a creer en sus postulados sin respaldo científico alguno. Estudios realizados por científicos de la Universidad de Berna (Suiza), muestran como resultado que, en ensayos con amplias muestras de población realizados con metodología de alta calidad mediante ensayos de doble ciego (aquellos en que ni los pacientes ni los investigadores saben lo que están tomando), los casos de curación están basados en la autosugestión del paciente (efecto placebo), en efectos sicológicos (fe en la curación) y en la evolución favorable que se produce espontáneamente en determinadas patologías funcionales. f) Aunque algunos de los principios activos utilizados en la homeopatía se emplean como herbicidas o venenos (arsénico o cicuta), no hay ninguna razón para alarmarse. Las diluciones recomendadas (30 veces 1:100) aseguran la inocuidad del producto.

La unidad de concentración empleada para determinar la presencia de elementos en pequeñas cantidades (trazas) en una mezcla es la de ppm o partes por millón. Por ejemplo, se utiliza para expresar la concentración de contaminantes (plomo, cromo, cadmio, mercurio, nitratos, etc.) disueltos en agua. Se define como las partes de soluto contenidas en un millón de partes de disolución. Puede referirse tanto a masa, en el caso de sólidos, como en volumen, en el caso de líquidos o gases. Por ejemplo: g soluto/m3 de disolución, mg soluto/L de disolución, g soluto/tonelada disolución.

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FICHA 2

LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

NOMBRE: 13

CURSO:

FECHA:

Contesta: a) Completa la tabla de concentración de los componentes del aire en partes por millón. b) La fluoración permitida para las aguas de consumo es de una parte por millón. Expresa esta concentración en porcentaje. ¿Por qué crees que se le añade flúor al agua?

SOLUCIÓN a) Composición del aire (seco y limpio) al nivel del mar Componente

% en volumen

ppm

Componente

% en volumen

ppm

N2

78,09

780 900

H2

0,000 05

0,5

O2

20,94

209 400

N2O

0,000 025

0,25

Ar

0,93

9 300

CO

0,000 01

0,1

CO2

0,0318

318

Xe

0,000 008

0,08

Ne

0,0018

18

O3

0,000 002

0,02

He

0,000 52

5,2

NH3

0,000 001

0,01

CH4

0,000 15

1,5

NO2

0,000 000 1

0,001

Kr

0,0001

1

SO2

0,000 000 02

0,0002

b) Una concentración de 1 ppm equivale a 0,0001 %. El descubrimiento de la importancia del flúor fue debido a un dentista que observó en la población dientes moteados pero con pocas caries dentales. Al analizar el agua de consumo, se encontró que contenía 2 ppm de fluoruro en forma de sales solubles. Se considera que la concentración óptima para una buena estructura dental es de 1 ppm. El flúor se agrega al agua para mantener sus niveles entre 0,8 y 1,2 ppm. Pero también un exceso puede ser negativo, porque cuando la temperatura ambiental es alta, las personas beben más agua y con ella consumen mayor cantidad de fluoruro pudiendo originar fluorosis, la cual se caracteriza por un moteado de los dientes debido al exceso de fluoruro.

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FICHA 3

LA SOLUBILIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

2. EJERCICIO RESUELTO En una experiencia de laboratorio se determina la máxima cantidad de nitrato de potasio que se puede disolver en 100 g de agua a diferentes temperaturas. Los resultados ordenados se indican en la tabla de datos: Masa KNO3 (g )

12

21

33

46

65

86

112

138

168

202

246

Temperatura ( ºC )

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

SOLUCIÓN a) ¿Cómo se puede definir la máxima cantidad de nitrato de potasio disuelta en 100 g de agua? La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente. En estas condiciones se dice que la disolución está saturada, llamándose a la concentración de la disolución, solubilidad de la sustancia. b) Representa la gráfica de masa de nitrato de potasio frente a la temperatura. ¿Qué relación existe entre ambas magnitudes? En este caso, al igual que en la mayoría de solutos sólidos, la solubilidad en líquidos aumenta con la temperatura, aunque no de manera proporcional ni de igual forma, por ejemplo, la solubilidad de la sal en 100 g de agua apenas varía con la temperatura; 34g a 0 °C y 38g a 60 °C

240 220 200 180 Masa (g)

160 140 120 100 80 60 40 20 10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

T (º C)

c) Deduce, utilizando la gráfica, la solubilidad del nitrato de potasio a 25 °C y a 85 °C La solubilidad del nitrato a 25 °C es, aproximadamente, de 39 g/100 g H2O y a 85 °C, de 180 g/100 g de H2O. Es mucho más soluble a temperaturas altas que a temperaturas bajas. d) Si añadimos 500 g de k NO3 en agua hirviendo hasta saturación, ¿cuántos gramos se podrán disolver? A la temperatura de 100 °C la máxima cantidad de nitrato que se puede disolver es de 246 g. El resto, 500 g − 246 g = 254 g, quedará sin disolver en el recipiente. e) Si a continuación se deja enfriar la disolución hasta 30 °C y se filtra para separar los cristales formados, ¿qué cantidad de nitrato de potasio cristaliza? Si la disolución contenía 246 g de nitrato de potasio a 100 °C y se deja enfriar hasta 30 °C, en que la solubilidad es de 46 g, la diferencia entre ambas cantidades cristaliza: 246 g – 46 g = 200 g. continúa 앶앸 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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FICHA 3

LA SOLUBILIDAD

NOMBRE:

CURSO:

FECHA:

f) ¿Qué es una disolución sobresaturada? En algunos casos, al enfriar lentamente una disolución saturada, el soluto no cristaliza; permanece el exceso de soluto en disolución y presenta una solubilidad mayor que la que le corresponde a una disolución saturada a esa temperatura. Estas disoluciones se llaman sobresaturadas y son muy inestables; basta una pequeña agitación o añadir un pequeño cristal de soluto, para que el exceso de soluto cristalice.

14

La cristalización fraccionada es un método de separación de sustancias basado en la diferente solubilidad de los componentes que forman una mezcla. Para purificar una muestra de 90 g de nitrato de potasio contaminada con 10 g de cloruro de sodio, se disuelve la mezcla en 100 g de agua a 60 °C y, a continuación, la disolución se enfría de manera gradual hasta 0 °C. Consulta los datos de solubilidad del KNO3 y del NaCl y responde razonadamente. Datos de solubilidad del NaCl: S a 0 °C = 34 g/100 g de H2O; S a 60 °C = 38 g/100 g de H2O. a) b) c) d) e)

¿Qué le ocurre al nitrato de potasio de la disolución? ¿Qué cantidad de nitrato de potasio se separa de la disolución? ¿Qué sucede con el cloruro de sodio? ¿Qué porcentaje de la cantidad original de nitrato de potasio se puede obtener por este procedimiento? Muchos de los compuestos sólidos, inorgánicos y orgánicos, que se utilizan en el laboratorio se purifican mediante la cristalización fraccionada. ¿Qué condiciones deben cumplir los compuestos que se quieren purificar mediante este sistema?

SOLUCIÓN a) La solubilidad depende de la temperatura. Si tenemos una disolución a una temperatura determinada y disminuimos su temperatura o eliminamos disolvente (evaporando), la disolución admite menos soluto y termina precipitando (solidificando) como consecuencia de que disminuye la solubilidad del soluto. Este fenómeno se conoce como cristalización. b) A la temperatura de 0 °C la solubilidad del nitrato de potasio es de 12 g, precipitando la diferencia entre la cantidad inicial (90 g) y la cantidad final que queda en disolución (12 g ), esto es 78 g de nitrato, cristales que se pueden separar por filtración. c) Los 10 g de cloruro de sodio que contiene la mezcla se disuelve totalmente en los 100 g de agua a 60 °C, por ser su solubilidad mayor que esa cantidad. Al enfriar la disolución hasta 0 °C, la solubilidad del cloruro de sodio sigue siendo mayor que los 10 g de sal que contiene la mezcla, por lo que el cloruro de sodio no cristaliza y permanece totalmente en disolución. e) La cantidad inicial de nitrato es de 90 g, de los cuales 78 g se pueden separar finalmente. Rendimiento separación =

Masa nitrato cristalizada 78 g ⋅ 100 = ⋅ 100 = 86,7 % Masa nitrato mezclada 90 g

De esta manera, se puede obtener alrededor del 90 % de la cantidad original de nitrato de potasio en forma pura. e) El método funciona mejor si el compuesto que se va a purificar tiene una curva de solubilidad con una fuerte pendiente, es decir, si es mucho más soluble a altas temperaturas que a temperaturas bajas. De lo contrario, un alto porcentaje del compuesto permanecerá disuelto a media que se enfría la disolución.

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PRUEBAS DE EVALUACIÓN

DISOLUCIONES

PRUEBA DE EVALUACIÓN 1 1

Responde, de forma razonada, si son ciertas o no las siguientes afirmaciones: a) Las cervezas se almacenan bajo una presión superior a la atmosférica para que tengan más cantidad de dióxido de carbono disuelto. b) En general, la solubilidad de las sustancias disminuye al bajar la temperatura. c) Una disolución saturada es una disolución muy concentrada. d) En todas las disoluciones hay un soluto y un disolvente. e) A veces, el punto de congelación de una disolución es mayor que el del disolvente en estado de sustancia pura.

2

Contesta: a) Indica qué procedimiento seguirías en el laboratorio para preparar 250 mL de una disolución de CaCl2 1,5 M si dispones de un producto comercial del 95 % de riqueza, agua destilada y todo el material de laboratorio que precises. b) ¿Qué cantidad de la disolución anterior deberás coger para tener 0,3 mol de ion cloruro?

3

Se desea obtener un líquido que se mantenga en ese estado hasta los 105 °C. ¿Qué cantidad de etilenglicol (CH2OH-CH2OH) debemos añadir a 500 mL de agua para lograrlo. Datos: Ke agua = 0,51 °C ⋅ kg/mol; dagua = 1 g/mL.

4

Explica a qué se deben los siguientes fenómenos: a) b) c) d)

Cuando las ciruelas pasas se introducen en agua, se hinchan. Aparecen peces muertos en el riachuelo al que se vierten las aguas de refrigeración de una fábrica. Se echa sal para deshacer las placas de hielo en las carreteras. Para preparar una disolución sobresaturada de KNO3 disolvemos todo el soluto que pueda en caliente y esperamos a que enfríe.

5

Indica qué procedimiento seguirías en el laboratorio para preparar 100 mL de una disolución de H2SO4 1,5 M si dispones de 500 mL de disolución 5 M en H2SO4, agua destilada y todo el material de laboratorio que precises.

6

Tenemos una disolución de HNO3 2 M y densidad 1,13 g/mL. Determina su concentración expresada como molalidad, fracción molar del soluto, porcentaje en masa y g/L

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Determina cuál será la concentración molar de la disolución que se prepara añadiendo 5 g de Na2CO3 del 90 % de riqueza a 80 mL de una disolución 1,5 M de Na2CO3 en agua. Se supone que el volumen de la disolución no varía.

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Se utiliza la medida de la presión osmótica de una disolución para determinar la masa molar de sustancias desconocidas. En una experiencia se disuelven 5 g de una sustancia en agua hasta tener 500 mL de disolución y se comprueba que, a 50 °C, la presión osmótica es de 590 mm de Hg. Determina la masa molar de la sustancia que se ha disuelto. Dato: R = 0,082 atm ⋅ L/(mol ⋅ K).

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Explica a qué se deben los siguientes fenómenos: a) b) c) d)

Inyectar agua destilada en la vena a una persona puede ser mortal. El café con hielo se prepara añadiendo el azúcar al café caliente y luego se ponen los hielos. Las bebidas gaseadas como el cava o la cerveza se deben servir en copas frías. Si colocamos en un vaso 100 mL de una disolución de agua con azúcar y en otro vaso igual 100 mL de agua, se evapora más lentamente el agua que tiene el azúcar disuelto. 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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PRUEBA DE EVALUACIÓN 1: SOLUCIONES 1

a) Es cierto, ya que a temperatura ambiente, el dióxido de carbono es un gas y la solubilidad de un gas en agua aumenta al aumentar la presión. b) Parcialmente cierto. Para la mayoría de las sustancias sólidas la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura, mientras que si el soluto es un gas, la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. c) Falso. Una disolución saturada es aquella que ya no admite más cantidad de soluto disuelto. Si el soluto es muy poco soluble, la cantidad que se puede disolver con relación al disolvente es muy pequeña y la disolución será diluida. d) Parcialmente cierto. En todas las disoluciones hay un disolvente, pero puede haber más de un soluto. e) Falso. Cuando se disuelve una sustancia se dificulta la ordenación de sus partículas al pasar del estado líquido al sólido, por lo que hay que bajar más la temperatura de lo que lo haríamos si la sustancia no tuviese ninguna otra disuelta. El punto de congelación de la disolución es menor que el del disolvente en estado puro.

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a) 1. Calculamos la cantidad de soluto que se necesita: M=

n n → 1, 5 mol/L = → n = 1, 5 mol/L ⋅ 0, 25 L = 0,375 mol de CaCl2 V 0, 25 L

La masa molar (M) del CaCl2 nos permitirá conocer la cantidad equivalente en gramos: M (CaCl2) = 40,1 u + 2 ⋅ 35,5 u → 111,1 g/mol 0,375 mol ⋅ 111,1

g = 41,66 g de CaCl2 puro mol

El CaCl2 del que disponemos tiene una riqueza del 95 %. Por tanto, debemos calcular la cantidad de ese producto que debemos coger para tener los 41,66 g de producto puro que necesitamos: 41,66 g de CaCl2 puro ⋅

100 g de CaCl2 comercial = 43,85 g de CaCl2 comercial 95 g de CaCl2 puro

2. Encendemos y taramos la balanza con un vidrio de reloj. Cogiendo el producto con la espátula, pesamos 43,85 g de CaCl2 comercial. 3. En un vaso de precipitados de 200 mL colocamos unos 100 mL de agua destilada, le añadimos el CaCl2 que hemos pesado y, con una varilla, removemos hasta que quede perfectamente disuelto. 4. Cogemos un matraz aforado de 250 mL y echamos en su interior el contenido del vaso que tiene disuelto el CaCl2. 5. Añadimos agua destilada hasta la marca del enrase. 6. Pasamos el contenido del matraz a un frasco limpio y la etiquetamos. b) CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl− Cada mol de CaCl2 da lugar a 2 mol de Cl−. Por tanto, la disolución que preparamos tiene una concentración 3 M para el ion Cl−. Para tener 0,3 mol de ión Cl− debemos coger el siguiente volumen de disolución: M=

3

0, 3 mol 0, 3 mol n → 3 mol/L = →V = = 0,1 L = 100 mL de disolución V V 3 mol/L

Para que se mantenga líquido hasta los 105 °C el punto de ebullición del agua debe incrementarse en 5 °C: Δt = K e ⋅ m = K e ⋅

n m disolvente (kg) continúa 앶앸

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PRUEBA DE EVALUACIÓN 1: SOLUCIONES 500 mL agua equivale a 500 g agua. Δt = K e ⋅ m = K e ⋅

n °C ⋅ kg n → 5 °C = 0, 51 ⋅ → n = 4,9 mol de etilenglicol m disolvente (kg) mol 0, 5 kg

M (CH2OH−CH2OH ) = 2 ⋅ 12 u + 1 ⋅ 6 u + 2 ⋅ 16 u → 62 g/mol → 4,9 mol ⋅

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62 g de etilenglicol = 303,9 g de etilenglicol 1 mol

a) El interior de las ciruelas es un medio hipertónico con respecto al agua. La membrana de las ciruelas es semipermeable, es decir, permite que pase el agua a su través. Pasará agua al interior de las ciruelas hasta que se iguale la presión osmótica del interior y el exterior de la ciruela. b) Las aguas de refrigeración suelen estar calientes, por lo que pueden hacer que aumente la temperatura del agua del riachuelo. Al aumentar la temperatura disminuye la cantidad de oxígeno disuelto, lo que puede hacer que los peces se mueran por asfixia. c) El punto de fusión de una disolución es menor que el del disolvente puro. Al echar sal al agua hacemos que esta congele por debajo de los 0 ºC, con lo que se deshacen las placas de hielo. d) El KNO3, como la mayoría de los sólidos, se disuelve mejor en caliente que en frío. Si preparamos una disolución saturada en caliente y la dejamos enfriar poco a poco se puede mantener disuelta más cantidad de la que corresponde a la disolución saturada a baja temperatura. Es un equilibrio inestable, y cualquier cambio puede hacer que precipite el exceso de KNO3.

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a) 1. Calculamos la cantidad de soluto que se necesita: M=

n n → 1, 5 mol/L = → n = 1, 5 mol/L ⋅ 0,1 L = 0,15 mol de H2 SO 4 V 0,1 L

Obtendremos el soluto de la disolución 5 M. Calcularemos la cantidad de esta disolución que necesitamos para tener 0,15 mol de H2SO4. 0,15 mol 0,15 mol n M= → 5 mol/L = →V = = 0,03 L = 30 mL de disolución 5 M V V 5 mol/L 2. Medimos con una probeta 30 mL de la disolución 5 M en H2SO4. 3. Cogemos un matraz aforado de 100 mL y echamos en su interior unos 30 mL de agua destilada. 4. Añadimos los 30 mL de la disolución 5 M, removemos, y agua destilada hasta la marca del enrase. 5. Pasamos el contenido del matraz a un frasco limpio y la etiquetamos

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Tomamos como base de trabajo 1 L de disolución de HNO3 2 M y densidad 1,13 g/mL. n M= → n = M ⋅ V = 2 mol/L ⋅ 1 L = 2 mol de HNO3 V Calculamos su equivalente en gramos: M (HNO3) = 1 u + 14 u + 3 ⋅ 16 u → 63 g/mol 63 g de HNO 3 2 mol de HNO3 ⋅ = 126 g de HNO3 1 mol de HNO3 La densidad de la disolución nos permite conocer la masa equivalente al litro de disolución: m g d= → m = d ⋅ V = 113 , ⋅ 1000 mL = 1130 g de disolución → V mL → 1130 g disolución − 126 g HNO3 = 1004 g de disolvente continúa 앶앸 쮿 GUÍA DE FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bachillerato 쮿 MATERIAL FOTOCOPIABLE © SANTILLANA EDUCACIÓN, S. L. 쮿

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DISOLUCIONES

PRUEBA DE EVALUACIÓN 1: SOLUCIONES • Calculo de la molalidad: m=

2 mol n = ≅2m m disolvente (kg) 1, 004 kg

• Cálculo de la fracción molar del soluto: El disolvente es agua. M (H2O) = 18 g/mol. Xs =

ns = ns + nd

2 mol = 0, 035 1004 2 mol + mol 18

• Porcentaje en masa: 126 g de HNO3 ⋅ 100 = 1115 , % 126 g de HNO3 + 1004 g de agua • Concentración en g/L: 126 g de HNO3 g de HNO3 = 126 1L L 7

Debemos calcular los moles de soluto que hay en el sólido que añadimos y en la disolución que teníamos: M=

n → n = M ⋅ V = 1, 5 mol/L ⋅ 0, 08 L = 0,12 mol de Na2 CO 3 V

Tenemos: 5 g Na2 CO3 comercial ⋅

90 g Na2 CO3 puro = 4,5 g Na2 CO 3 puro 100 g Na2 CO3 comercial

→ M (Na2CO3) = 2 ⋅ 23 u + 12 u + 3 ⋅ 16 u → 106 g/mol → 1 mol de Na2 CO3 = 0,042 mol Na2 CO 3 → 106 g de Na2 CO3 0,12 mol + 0, 042 mol n →M= = = 2,03 M V 0, 08 L

→ 4,5 g de Na2 CO3 ⋅

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Ahora:

π = M⋅R⋅T =

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m M

mRT mRT n RT = →M= RT = = V MV V πV

atm ⋅ L ⋅ ( 273 + 50 ) K mol ⋅ K g = 341,2 590 mol atm ⋅ 0,5 L 760

5 g ⋅ 0, 082

a) Si se inyecta agua destilada los glóbulos rojos de la sangre se van a encontrar en un medio hipotónico, por lo que el agua penetra a través de su membrana. Si se inyecta mucha cantidad de agua destilada, el agua que penetra en el interior de los glóbulos rojos puede hacer que se rompan y se produce plasmolisis. b) El azúcar, como la mayoría de las sustancias sólidas se disuelve mejor en caliente que en frío. Por eso se disuelve en caliente y luego se enfría la disolución. c) La solubilidad de los gases disminuye al aumentar la temperatura. Las bebidas gaseadas se sirven en frío para que mantengan una mayor concentración de gas disuelto. d) La presión de vapor de una disolución es menor que la del disolvente, por eso se evapora más lentamente el agua que tiene azúcar que el agua sola.

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