Soluciones químicas

INTRODUCCIÓN

Veamos que son las disoluciones químicas, son mezclas homogéneas  através de composición variables., se tienen una diferencia a las mezclas comunes ( heterogéneas ), también de los compuestos químicos ( composición constante ).

SOLUCIONES BINARIAS

Estas disoluciones están formadas por dos componentes, solvente que es el medio de dispersión y soluto que es el componente disperso.

CONCENTRACIÓN

La concentración de soluto en la solución, se puede expresar de diferentes maneras:

Porcentaje masa / masa o peso / peso ( % P / P )

El porcentaje masa / masa indica la cantidad de masa de soluto, expresada en gramos, que hay en 100 [ g ] de solución.

Donde:

( % P / P ) _soluto : porcentaje masa / masa o peso / peso de soluto

m _soluto : masa del soluto medida en [ g ]

m _solución : masa de la solución medida en [ g ]

En el siguiente vídeo se da un ejemplo de porcentaje masa / masa:

Porcentaje masa / volumen o peso / volumen ( % P / V )

El porcentaje masa / volumen indica la cantidad de masa de soluto, expresada en gramos, que hay en 100 [ mL ] de solución.

Donde:

( % P / V ) _soluto : porcentaje masa / volumen o peso / volumen de soluto

m _soluto : masa del soluto medida en [ g ]

V : volumen de la solución medido en [ mL ]

En el siguiente vídeo se da un ejemplo de porcentaje masa / volumen:

Porcentaje volumen / volumen ( % V / V )

El porcentaje volumen / volumen indica el volumen de soluto, expresado en milílitros, que hay en 100 [ mL ] de solución.

Donde:

( % V / V ) _soluto : porcentaje volumen / volumen de soluto

V _soluto : volumen del soluto medido en [ mL ]

V : volumen de la solución medido en [ mL ]

Fracción molar ( x )

La fracción molar es el cociente entre el número de moles de soluto y el número total de moles.

Donde:

x _soluto : fracción molar de soluto

n _soluto : número de moles de soluto medido en [ mol ]

n _totales : número total de moles medido en [ mol ]

Molaridad ( M )

La molaridad indica el número de moles de soluto, que hay en 1000 [ ml ] de solución.

Donde:

M : molaridad de la solución

n : número de moles de soluto medido en [ mol ]

V : volumen de la solución medido en [ mL ]

En el siguiente vídeo se da un ejemplo de molaridad:

Normalidad ( N )

La normalidad indica el número de equivalentes gramo de soluto, que hay en 1000 [ ml ] de solución.

Donde:

N : normalidad de la solución

n _equiv : número de equivalentes gramo de soluto medido en [ equiv ]

V : volumen de la solución medido en [ mL ]

Molalidad ( m )

La molalidad indica el número de moles de soluto, en solución, por cada 1000 [ g ] de solvente.

Donde:

m : molalidad de la solución

n : número de moles de soluto medido en [ mol ]

m _solvente : masa de solvente medido en [ g ]

LEY DE HENRY

A temperatura constante, la solubilidad de un gas en un líquido, es directamente proporcional a la presión parcial de dicho gas ( p _gas ) sobre la solución:

x _gas = k p _gas

Donde x _gas es la fracción molar del gas y k una constante de proporcionalidad que depende de la temperatura y de la naturaleza del gas y del líquido.

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas de una solución son aquellas que dependen solamente de la concentración de soluto. Estas son: disminución de la presión de vapor del solvente, disminución del punto de congelación, aumento del punto de ebullición y la presión osmótica de la solución.

LEY DE RAOULT

La disminución relativa de la presión de vapor de un líquido volátil, al disolver en él un soluto no salino es igual a la fracción molar de ese soluto. Equivale a decir que la presión de vapor parcial de un líquido volátil ( p ) en una solución, es igual a su fracción molar ( x ) multiplicada por la presión de vapor de ese líquido puro ( p ^o ) .

p = x p ^o

Las soluciones que cumplen esta ley se denominan soluciones ideales. Generalmente son soluciones diluidas.

DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

La disminución del punto de congelación de una solución ( D t _c ) , con respecto al punto de congelación del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino, está dada por:

D t _c = m K _c

Donde:

m es la molalidad y

D t _c es la constante crioscópica del solvente. También se le denomina constante molal del punto de congelación.

AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

El aumento del punto de ebullición de una solución ( D t _e ) , con respecto al punto de ebullición del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino y no volátil, está dado por:

D t _e = m K _e

Donde:

m es la molalidad y

D t _e es la constante ebulloscópica del solvente. También se le denomina constante molal del punto de ebullición.

PRESIÓN OSMÓTICA

Si una solución y su solvente puro están separados por una membrana semipermeable que deja pasar solamente a las moléculas de solvente, el resultado neto es el paso de solvente a la solución. Este fenómeno se denomina ósmosis.

La presión osmótica, es la presión que se debe aplicar a la solución para que no ocurra la ósmosis. Es decir, el resultado neto no indique paso del solvente a través de la membrana semi permeable.

Van’t Hoff determinó que para soluciones diluías, la presión osmótica ( p ) ,satisface la siguiente relación:

p V = n R T

Donde:

V : es el volumen de la solución [ L ]

n : es el número de moles de soluto

R : es la constante universal de los gases ideales ( = 0,082 [ atm – L / mol – ºK ] )

T : temperatura absoluta [ ºK ]

ELECTRÓLITO

Hay soluciones que presentan valores para sus propiedades coligativas, muy diferentes a lo calculado teóricamente y además son conductoras de la electricidad.

A estas soluciones se les denomina electrólitos y a las otras no  electrólitos. Sus solutos también reciben estas denominaciones. Los electrólitos son generalmente soluciones de ácidos, bases o sales.

Van’t Hoff introdujo el factor i ( factor de Van’t Hoff ) para mantener las relaciones ya estudiadas:

D T _c = i m K _c

D T _e = i m K _e

p V = i n R T

A medida que las soluciones se hacen más diluídas, el factor i tiende a tomar valores enteros positivos ( 2, 3, 4, etc. ).

TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA ( ARRHENIUS )

Arrhenius estableció la teoría de la disociación electrolítica para los electrolitos.)

Se basa en lo siguiente:

1 ) Los electrolitos en solución o fundidos se disocian parcialmente en iones con cargas eléctricas, de tal forma que las cargas positivas totales sean iguales a las cargas negativas totales.

2 ) Los iones son átomos o grupos de átomos con carga eléctrica positiva para los metales y carga eléctrica negativa para los no metales o radicales no metálicos.

Estos radicales permanecen sin modificaciones para compuestos químicamente análogos ( por ejemplo: Cl ^– para todos los cloruros ) .

3 ) Los iones actúan independientemente unos de otros y de las moléculas no disociadas. y son diferentes en sus propiedades físicas y químicas.

4 ) La disociación electrolítica es un proceso reversible, es decir, los iones pueden reagruparse para formar nuevamente la molécula. A mayor dilución de la solución el reagrupamiento de los iones se hace más difícil, porque están más alejados.

En soluciones muy diluídas, prácticamente todas las moléculas se han disociado y ésto explica el hecho de que el factor i tome valores enteros positivos en estas soluciones.

LEY DE DISTRIBUCIÓN O DE REPARTO

La razón entre las concentraciones de un soluto ( C _A y C _B ) en dos líquidos inmiscibles A y B , es constante e igual a la razón entre las respectivas solubilidades ( S _A y S _B ) .

Se cumple para solutos poco solubles en ambos líquidos.

Fuente todo el sabes.