Soluciones quimicas






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fecha de publicación10.08.2016
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I.E.D. MANUEL DEL SOCORRO RODRIGUEZ

Química Undécimo J.M
Nombre: _____________________________________________ Curso: _______
SOLUCIONES QUIMICAS

Una solución es una mezcla homogénea (una sola fase) con composiciones variables de dos o más sustancias y resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio físico y por lo tanto se pueden separar utilizando procedimientos físicos.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan

  • Su composición química es variable

  • Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

  • Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.


Una solución siempre debe estar constituida por dos componente: una sustancia que está disuelta, la cual se denomina soluto y generalmente está en pequeña cantidad en comparación con la otra sustancia denominada solvente, de allí que sea importante en el estudio de las soluciones poder especificar las cantidades relativas de los dos componentes, por ello, se establecen los siguientes términos:

  • Concentración es un dato que puede ser cualitativo o cuantitativo y expresa la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente.

  • Miscibilidad: es la capacidad de una sustancia para disolverse en otra, además es un dato cualitativo.

  • Solubilidad es un dato cuantitativo y expresa la cantidad máxima de soluto que puede ser disuelta por un determinado solvente, su valor varía según la presión y la temperatura

  • SOLUCIÓN SATURADA: Solución que contiene la máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura. Si se le agrega más soluto no lo disuelve: si es un sólido en un solvente líquido, el exceso precipita; si es un líquido en solvente líquido, el exceso queda separado del solvente por encima o por debajo según su densidad relativa

  • SOLUCIÓN NO SATURADA: Solución que contiene una cantidad de soluto menor que la que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura.

  • Curva de solubilidad: Representación gráfica de la solubilidad de un soluto en determinado solvente (eje y) en función de la temperatura (eje x).

  • Velocidad de disolución: la rapidez con la cual el soluto se disuelve en el solvente se ve afectado por los siguientes factores:


a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez (pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional.

 

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.




 c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.



d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

Xsto+Xste=1
e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.



EJEMPLO: Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1M?
Previamente sabemos que el peso molecular de  AgNOes: 170 g = 1 mol AgNO3 y 100 cm3 = 100 ml.

Usando la definición de molaridad, se tiene que en una solución 1M  hay 1 mol de  AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H2O (solvente) es decir:



Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:



 Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M

f) Molalidad (m):  Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)



EJEMPLO: Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1m?

Previamente sabemos que el peso molecular de  AgNOes: 170 g = 1 mol AgNO3 y según el concepto de densidad 1 gr de H20 ocupa un volumen de 1 ml, por eso 100 gr = 100 ml.

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m  hay 1 mol de  AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:


Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:



Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma

g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.
 

El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.





EJEMPLO: Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1N?

Previamente sabemos que el peso molecular de  AgNOes: 170 g = 1 mol AgNO3 y 100 cm3   =0,1 lt
N= # Eq g soluto N x litro de solución = # Eq g soluto

Litro de solución
Peso muestra = # Eq g soluto x peso equivalente sustancia
Peso Eq sal = Peso molecular

Número de hidrogenos desplazados
1N= # Eq g soluto 1N x 0,1 lt = # Eq g soluto

0,1 lt
Peso muestra = 0,1 x 170 = 17
Peso Eq sal = 170 g

1

Para preparar esa solución se necesita 17 gr de nitrato de plata

h) Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.

COLOIDES


Los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 Aº se llaman micelas).Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.
              Clase de coloides según el estado físico

NOMBRE

EJEMPLOS

FASE DISPERSA

MEDIO DISPERSANTE

Aerosol sólido

Polvo en el aire

Sólido

Gas

Geles

Gelatinas, tinta, clara de huevo

Sólido

Liquido

Aerosol liquido

Niebla

Liquido

Gas

Emulsión

leche, mayonesa

Liquido

Liquido

Emulsión sólida

Pinturas, queso

Liquido

Sólido

Espuma

Nubes, esquemas

Gas

Liquido

Espuma sólida

Piedra pómez

Gas

Sólido

  • PROPIEDADES DE LOS COLOIDES

Las propiedades de los coloides son :

  • Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.

  • Efecto de Tyndall  Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.

  • Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.

  • Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.



  • SOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Electrolitos:

Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.

Electrolisis:

Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.

Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.

EJEMPLOS:

NaCl



Na+

+

Cl-

CaSO4



Ca+2

+

SO4-2

HCl



H+

+

Cl-

AgNO3



Ag+

+

NO3-

NaOH



Na+

+

OH-

Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.

  • PRODUCTO IÓNICO DEL H2O

El H2O es un electrolito débil. Se disocia así:

H2O



H +

+

OH-

La constante de equilibrio para la disociación del H2O es :



El símbolo [ ] indica la concentración molar

Keq [H2O]

=

[H + ]

+

[OH-].

La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.

  • Valor del producto iónico del H2O( 10-14 moles/litro).

En el agua pura el número de iones H+ y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del numero H+ e igual de OH-; esto se expresa como 10-7 por tanto, la concentración molar de H+ se expresa asi     

[H + ]= 10-7 moles/litro y [OH-] = 10-7; entonces;  [H2O] = 10-7 moles / litro  [H2O] = 10-14 moles/litro.

Si se conoce la concentración de uno de los iones del H2O se puede calcular la del otro.

EJEMPLO:

  • Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:

[H2O]

=

[H + ]  

 [OH-]       =  

10-14 de donde



Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+.

[H2O]

=

[H + ]  

 [OH-]       =  

10-14 de donde;




[H + ]10-5 

=

10-14; entonces;

 

 


  • POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH


El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en moles por litro

Escala de pH;



El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura



Log 1.0 x 107

Log 1.0

+

 log 107

=

  0   +   7     =    7

el pH del agua es 7

EJEMPLO:

  • Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?



Log 5   +   log 102   =   0.7   +   2   =   2.7

Respuesta: el pH de la solución es de 2.7

  • INDICADORES

Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH 

INDICADOR

MEDIO ÁCIDO

MEDIO BÁSICO

Fenoftaleina

incoloro

rojo

Tornasol

rojo

azul

Rojo congo

azul

rojo

Alizarina

amarillo

rojo naranja


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