Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia

Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia Temas a tratar: - Sustancias puras - Mezclas - Disoluciones - Procesos de Disoluciones - Solubilidad - Factores que afectan la solubilidad

- Unidades de Concentraciones de las Disoluciones SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS A. Sustancia Pura: Una sustancia pura es un material homogéneo que siempre tiene la misma composición fija e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son siempre las mismas, es decir, su naturaleza y composición no varían sea cual sea su estado. Algunos ejemplos encontramos el agua, sacarosa, oro, oxígeno, etc. Las sustancias puras pueden clasificarse en: Elementos: Sustancia que no puede separarse en sustancias más sencillas por métodos químicos, formadas por un único tipo de átomo. Ejemplo de ello, encontramos todos los elementos de la tabla periódica. Compuestos: Sustancia compuesta por átomos de dos o más elementos, unidos químicamente en proporciones fijas. Los compuestos se pueden descomponer mediante procedimientos químicos en los elementos que los constituyen. Ejemplos: agua, etano, butano, hidróxido de sodio. B. Mezclas: Es cualquier muestra de materia que no es pura, es decir, que no es un elemento o compuestos. Es una combinación de dos o más sustancias en las que cada una conserva sus propiedades características. Las mezclas pueden clasificarse en:

Homogéneas: Son aquellas que a simple vista no podemos distinguir las sustancias o componentes que la forman, pues en ella no se distinguen fases. Algunos ejemplos de ello encontramos: aire, aleaciones metálicas, agua de mar, etc. Heterogéneas: Son aquellas en las que a simple vista las sustancias o componentes que la forman se observan. Presenta dos o más fases. Algunos ejemplos de ellos encontramos: pizza, agua y aceite, arena y gradilla, ensalada, etc. Coloides: Los coloides son sistemas heterogéneos, ya que sus partículas son visibles a través de un microscopio. Los coloides pueden formar una emulsión (un líquido disuelto en otro, agua-aceite), un gel (sólido continuo disuelto en un líquido continuo, jaleas) o un aerosol (sólido o líquido disuelto en un gas, niebla). Suspensiones: En las suspensiones, las partículas son visibles a simple vista o al microscopio, puesto que se trata de un tipo de mezcla heterogénea. Este tipo de mezclas puede separarse fácilmente por medios físicos (filtración, decantación). La fase dispersa de una suspensión es un sólido y su fase dispersante, un líquido. En muchos casos la fuerza de gravedad domina sobre las interacciones entre las partículas provocando la sedimentación de éstas hasta formar 2 fases. DISOLUCIONES En una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Se componen de un soluto y un disolvente. Los componentes no se distinguen uno de otro. Soluto: es un componente de la disolución, es la sustancia presente en menor cantidad. Disolvente: es el otro componente que conforma la disolución, corresponde a la sustancia que está presente en mayor cantidad y que determina el estado de la materia en la que existe la disolución. DISOLUCIONES ACUOSAS El agua es un compuesto con características extraordinarias. Una de las propiedades de ésta es una capacidad para disolver una enorme variedad de sustancias. Donde esta propiedad junto con muchas otras que posee, se le atribuye a su estructura molecular, a la alta polaridad de su molécula ya que en estado líquido y sólido las moléculas se asocian fuertemente a través de puentes de hidrógeno (fuerzas intermoleculares). Se denominan disoluciones acuosas aquellas en que el disolvente es el agua y el soluto lo constituyen otro u otros componentes, donde el agua se le

conoce como el disolvente universal, considerado un disolvente polar, por lo tanto tiene la capacidad para disociar sustancias iónicas, e inclusive covalentes polares como los ácidos (HCl) o las bases (NH3) PROCESO DE DISOLUCIÓN Una disolución acuosa se forma cuando una sustancia se dispara uniformemente en el agua. La disolución de un sólido en agua es un proceso complejo o cualquier tipo de sustancia. Cuando una sustancia se disuelve en agua, las fuerzas de atracción entre las partículas del soluto y del disolvente deben ser mayores que las fuerzas atractivas entre las moléculas de agua pura o entre las partículas del soluto puro. En forma esquemática en el proceso de disolución de una sal (compuesto iónico) en agua, se distinguen tres etapas, en las dos primeras ocurre la separación en primer lugar de las moléculas del disolvente (agua) y en segundo lugar la separación del soluto (iones de la sal), los cuales corresponden a procesos endotérmicos (absorben energía). En la tercera etapa y última, se produce la interacción entre el soluto y el disolvente y corresponde a un proceso exotérmico (liberan energía). CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIÓN Las disoluciones se pueden clasificar a partir de 4 criterios, estos son: A. Según el número de componentes: Este tipo de clasificación encontraremos las soluciones binarias, terciarias, etc. B. Según estado físico del soluto y disolvente: Las disoluciones pueden estar formada por cualquier combinación de sustancias en los tres estados físicos de la materia (sólido, líquido o gaseoso), pero siempre consta de una sola fase. La solución tendrá siempre un solo estado físico que será determinado por el componente que más abunda (disolvente). Disoluciones Sólidas: Cuando un soluto se disuelve en un disolvente sólido. Tipo de Estado Soluto Estado Disolvente Ejemplo disolución Sólida Sólido Sólido Aleaciones (Bronce) Sólida Líquido Sólido Amalgama Sólida Gaseoso Sólido Catalizador H2/Pd

Disoluciones Líquidas: Cuando un soluto se disuelve en un disolvente líquido. Tipo de Estado Soluto Estado Ejemplo disolución Disolvente Líquida Sólido Líquido Agua con sal Líquida Líquido Líquido Agua/Etanol Líquida Gaseoso Líquido Bebida Gaseosa Disoluciones Gaseosas: Cuando un soluto se disuelve en un disolvente gaseoso. Tipo de Estado Soluto Estado Disolvente Ejemplo disolución Gaseosa Sólido Gaseoso Smog Gaseosa Líquido Gaseoso Niebla Gaseosa Gaseoso Gaseoso Aire C. Según la proporción de sus componentes: Corresponden aquellas disoluciones relacionadas con la cantidad de soluto presente en una disolución, estas se clasifican en: No saturadas o insaturadas: contiene menor cantidad de soluto que la disolución es capaz de disolver. Es decir, el soluto no llega al límite de solubilidad por lo que se puede disolver más soluto. Saturadas: contiene la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver por cierta cantidad del disolvente. Sobresaturadas: contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada. Es decir, contiene mayor cantidad de soluto que la disolución es capaz de disolver. Para poder establecer esta clasificación en cuanto a la cantidad relativa de soluto y disolvente en primer lugar se debe definir el concepto de Solubilidad.

SOLUBILIDAD Solubilidad se define como una propiedad característica del soluto y disolvente. Es la máxima cantidad en gramos de soluto que puede disolverse en cierta cantidad en gramos de disolvente a una temperatura determinada. Cuya fórmula es: FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD El grado que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza del soluto como del disolvente. También depende de la Temperatura, y al menos en el caso de los gases, de la Presión. Consideremos estos factores más a fondo: 1 Naturaleza del soluto y disolvente: Es uno de los factores que determina la solubilidad, es la tendencia natural de las sustancias a mezclarse. Pero además debemos considerar las fuerzas de atracción entre las moléculas de disolvente y soluto, en el proceso de disolución. En donde cuanto mayor sean las atracciones entre el soluto y las moléculas de disolvente. Mayor será la solubilidad. En cuanto a los líquidos, los solutos polares suelen disolverse fácilmente en disoluciones polares, formando una mezcla miscible, es decir, dos líquidos que son completamente solubles, y los líquidos apolares que suelen ser insolubles en líquidos polares, se les conoce como inmiscible, es decir, dos líquidos que son completamente insolubles. Donde estas características dan pie a una generalización que suele expresarse como lo semejante disuelve a lo semejante. 2 Temperatura: Para este caso nosotros debemos analizar a partir de los estados de la materia: Sólidos y Líquidos: La solubilidad aumenta al incrementarse la temperatura de la disolución Gases: Es el contraste con la solubilidad de los sólidos y líquidos. La solubilidad de los gases en agua siempre disminuye al incrementarse la temperatura, pues las moléculas del gas, al poseer mayor energía cinética, tienden a volatilizarse. Por ejemplo cuando se ha calentado agua en un vaso, se puede observar burbujas de aire que se forman en las paredes del vidrio antes de que hierva, esto significa que la concentración de agua en estado gaseoso disminuye al incrementarse la temperatura.

3 Presión: Las disoluciones formadas sólo por líquidos y sólidos no se ven afectadas de manera apreciable por la presión. Sin embargo, las disoluciones de gases en líquidos si tienen una influencia directa de la presión. William Henry, realizó una serie de experimentos vinculados a este tema formulando lo que conocemos como la Ley de Henry. Esta ley establece que la solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial del gas que está sobre el líquido. Un ejemplo cuando se destapa una bebida gaseosa, la disminución de la presión permite que escape el exceso de dióxido de carbono gaseoso y que suceda la efervescencia. Por lo tanto al aumentar la presión en una disolución cuyo soluto es un gas, se produce un incremento en la solubilidad del gas en el disolvente. D. Según carácter molecular de los componentes: Son características de este tipo de clasificación las disoluciones acuosas de iones. Una característica importante es que conducen la electricidad siempre que la concentración de iones no sea demasiado baja. Este tipo de disolución conduce la electricidad porque los iones se pueden mover libremente uno de otro, es por esta razón que una disolución es conductora o no debido a la naturaleza del soluto. Dentro de ésta clasificación encontramos dos tipos: Conductoras: los solutos están ionizados (electrolitos) tales como disoluciones de ácidos, bases o sales. Dentro de esta categoría encontramos: Electrolitos fuertes: es una sustancia que está prácticamente ionizada en disolución acuosa. Dicho en otras palabras, un electrolito fuerte tiene una alta tendencia a producir iones. Algunos ejemplos tenemos: Cloruro de sodio, Hidróxido de sodio, Ácido clorhídrico. Electrolitos débiles: es una sustancia que está solo parcialmente ionizado en disolución acuosa. Un electrolito débil tiene una tendencia débil (o baja) a producir iones. Algunos ejemplos tenemos: Ácido acético, amoniaco. No conductoras: el soluto no está ionizado, dentro de esta categoría encontramos:

No electrolitos: sustancia que cuando se disuelve en agua, forma una disolución que no conduce la corriente eléctrica. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES Para estudiar las unidades de concentración de las disoluciones químicas, en primer lugar debemos tener presente dos conceptos vinculados a esto, es decir, hacer mención al Número de Avogadro y mol. Número de Avogadro: Se entiende al número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones) que existen en un mol de cualquier sustancia, cuyo valor corresponde a 6.022 x 10 23. La unidad mol es contemplada por el Sistema Internacional de Unidades que permite medir y expresar una determinada cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que emplean los químicos para dar a conocer el masa de cada átomo, una cifra que equivale a un número muy grande de partículas. Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas iones) como átomos hay exactamente en 12 g de carbono- 12. Destacando que la cantidad de átomos en 12 gramos de carbono es 6,022 x 10 23 unidades elementales, más conocido como Número de Avogadro.

Cómo calcular la cantidad de sustancia? Para determinar cuántos moles de moléculas o de átomos se encuentran en una sustancia dada, aplicamos la siguiente expresión: Donde m, corresponde a la masa de la sustancia en gramos, y MM, corresponde a la Masa Molar de la sustancia, cuya unidad de medida es. Masa Molar: es la masa de una sustancia por unidad de cantidad de sustancia. Su unidad de medida es. Es una propiedad física intensiva característica de cada sustancia pura, sea esta un elemento, compuesto o una mezcla. Dicho en otras palabras, corresponde a la suma de las masas atómicas de las moléculas. Una vez determinado y definido, los conceptos básicos podemos conocer la concentración de las disoluciones. CONCENTRACIÓN La concentración de una disolución se define como la cantidad de soluto en una cantidad determinada de disolvente o de disolución. En términos cuantitativos, la concentración es la relación o proporción matemática entre las cantidades de soluto y de disolvente o bien entre las de soluto y la disolución. Para determinar la concentración de las disoluciones químicas se emplean dos tipos de unidades: físicas y químicas. Unidades de concentración físicas: se basan en el uso de valores porcentuales, lo que facilita el estudio cuantitativo de los componentes en una disolución, particularmente si se desea hacer comparaciones. Están expresadas en función de la masa y del volumen. Las unidades de concentración físicas más comunes son: % m/m, % m/v y % v/v.

Unidades de concentración químicas: Son aquellas que consideran la cantidad de sustancia (mol) de los componentes en una disolución. Dentro de este grupo, las más frecuentes son: Molaridad (M), molalidad (m)

DILUCIÓN DE LAS DISOLUCIONES Diluir una solución implica adicionar disolvente para provocar una disminución en la concentración. Cada vez que se lleva a cabo una dilución, el volumen final aumenta, pero la cantidad de soluto permanece constante, de modo que la concentración de la solución se hace menor. En general: El volumen de la solución concentrada es V1, su molaridad es M1 y los moles de soluto que contiene son: Cuando se adiciona solvente el nuevo volumen es V2, la concentración es M2 y los moles de soluto que contiene son: Ambas soluciones contienen la misma cantidad de soluto, ya que para obtener la solución 2, sólo se adicionó solvente. Por lo tanto: Y como n1 = M1 V1 y n2 = M2 V2, la expresión queda: Al respecto, es importante considerar que: El solvente adicionado debe ser el mismo que presenta la disolución. La concentración final de la solución es menor que la inicial. La cantidad de moles de soluto y por lo tanto su masa es invariable. El volumen final siempre es mayor que el inicial.