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.
