Introducción general

Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias.

La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.

El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua).

Las mezclas de gases, son soluciones. Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente.

Algunos metales son solubles en otros cuando están en el estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en esa mezcla los dos metales se pueden solidificar, entonces serán una solución sólida.

El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación.

Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física.

Este trabajo cuenta con una introducción general del tema que habla un poco acerca de lo básico que se debe saber para poder adentrarse en el tema de las soluciones, este habla acerca de lo que son las soluciones, de lo que es un disolvente y un soluto, también explica acerca de lo que hace diferente a una solución coloide o de las suspensiones.

Este trabajo cuenta con varios temas los cuales son solubilidad, propiedades físicas de las soluciones, concentración de una solución, soluciones sólidas, líquidas y gaseosas, efecto de la temperatura y presión en la solubilidad de sólidos y gases.

Solubilidad

La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este.

Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada.

La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura.

En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar a las del solvente.

La solubilidad de las sustancias varia, algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve.

Propiedades físicas de las soluciones

Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los

motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente.

Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones:

Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.

Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas. Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no

se separan ni se observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.

Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.

Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración

Concentración de una solución

La concentración de una solución lo da el número de moléculas que tenga que tenga el soluto de una sustancia y el número de moléculas que tiene el resto de la sustancia.

Existen distintas formas de decir la concentración de una solución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).

Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una solución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de solución.

La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de solución, expresado en litros, es decir: M = n/V.

El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto.

Por ejemplo, para conocer la molaridad de una solución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de solución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 molar).

Concentración en miliosmoles por litro

El fenómeno de ósmosis se presenta cuando una solución esta separada de su solvente por una membrana semipermeable. La ósmosis es la difusión de solvente a través de la membrana desde la parte de menor a la de mayor concentración. La presión osmótica es la presión que se debe aplicar sobre la solución de mayor

concentración para impedir el paso del solvente (ósmosis) a través de la membrana.

Las membranas biológicas tienen permeabilidades distintas y se dice que son semipermeables, es decir que son permeables para las moléculas del solvente o pequeñas moléculas, pero no permiten el paso libre todas las moléculas disueltas.

El osmol es una unidad biológica que se usa para soluciones que tienen actividad osmótica. El osmol resulta ser una unidad muy grande para los fenómenos biológicos, se usa con mayor frecuencia la subunidad miliosmol (mosmol) que es más representativa; Para calcular un mosmol es necesario conocer si el soluto ioniza o no lo hace, la ionización aumenta el numero de partículas en solución, cuando se disuelven 180 mg de glucosa hasta un litro tenemos 1 mmol de glucosa, como esta sustancia no ioniza también tenemos 1 mosmol de glucosa; cuando se disuelven 58.5 mg de cloruro de sodio, sal que ioniza dando dos iones (Na+ y Cl-), entonces los 58.5mg son iguales a 1 mmol de sal pero equivalen a 2 mosmol. La presión osmótica depende del número de partículas y no de su carga ni de su masa, la misma fuerza osmótica es ejercida por una molécula grande como una proteína, con peso molecular de muchos miles y muchas cargas, como la molécula de hemoglobina o un ion de sodio o de cloro.

La mayoría de los líquidos corporales tiene una presión osmótica que concuerda con la de una solución de cloruro de sodio a 0.9 % y se dice que una solución es isosmótica con los líquidos fisiológicos.

Los soluciones isotónicas con respecto unas de otras ejercen la misma presión osmótica, o sea contienen la misma concentración de partículas osmóticamente activas. Cuando se habla de soluciones isotónicas en el laboratorio suele tratarse de las soluciones que tienen la misma presión osmótica del plasma sanguíneo, que es aproximado de 300 miliosmoles / litro. Las soluciones fisiológicas de concentración menor de 300 hipotónicas y si su concentración es mayor se denominan hipertónicas. Una solución es isotónica con respecto a una célula viva cuando no ocurre ganancia ni pérdida neta de agua en la célula, tampoco se produce ningún cambio de la célula cuando entra en contacto con la solución.

Si tenemos en cuenta que la concentración osmolar de una solución que contiene una mezcla de electrolitos y moléculas neutras es igual a la suma de las concentraciones osmolares individuales de todos sus componentes, convertir la concentración de los solutos que se encuentran en el suero en osmolaridad. Una formula sencilla y que ofrece una buena utilidad clínica es:

Osmolaridad = 2 ( Na+ mmol/l) + Glucosa mmol/l + NUS mmol/l o también

Osmolaridad = 2(Na+ meq /l) +Glucosa mg/dl /18 + NUS mgl/dll /2.8

Donde el factor 2 se debe a que se consideran los iones asociados al Na+ ( Cl- y HCO3-) ; 1 mosmol de glucosa equivale a 180 mg / l = 18 mg/dl, 1 mosmol de nitrógeno ureico (NUS) equivale a 28 mg/l = 2.8 mg /dl, corresponde a la masa molecular de dos átomos de nitrógeno en la urea.

Los electrolitos Na+, Cl- y HCO3- contribuyen en mas del 92 % a la osmolaridad del suero, el otro 8% corresponde a la glucosa, proteínas y la urea.

Clasificación de las soluciones

PÒR SU ESTADO DE POR SU CONCENTRACION

SÓLIDAS SOLUCION NO-SATURADA; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.

LIQUIDAS SOLUCION SATURADA: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC.

GASEOSAS SOLUCION SOBRE SATURADA: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la

temperatura dada.

Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

Efecto de la temperatura y la presión en la solubilidad de sólidos y gases

Porque un refresco pierde más rápido el gas cuando esta caliente que cuando esta frió, o por que el chocolate en polvo se disuelve más fácilmente en leche caliente, son varios factores los que influyen a estos fenómenos, entre ellos está la temperatura y la presión.

Por lo general la solubilidad varía con la temperatura. En la mayoría de las sustancias, un incremento de la temperatura causa un aumento de la solubilidad. Por eso el azúcar se disuelve mejor en café caliente, y la leche debe de estar en el punto de ebullición.

Los cambios de presión no modifican la solubilidad de un sólido en un líquido. Si un sólido es insoluble agua, no se disolverá aunque se aumente bruscamente la presión ejercida sobre él.

La solubilidad de los gases disueltos en líquidos es diferente de la que poseen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua aumenta con la presión del gas sobre el disolvente, si la presión disminuye, la solubilidad

disminuye también. Se dice que la solubilidad de los gases es directamente proporcional a la presión.

Cuando se destapa una botella de refresco, la presión sobre la superficie del líquido se reduce y cierta cantidad de burbujas de dióxido de carbono suben a la superficie. La disminución de la presión permite que el CO2 salga de la disolución.

En relación con la temperatura, los gases disueltos en líquidos se comportan de forma inversa a como lo hacen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua decrece a medida que aumenta la temperatura; esto significa que la solubilidad y la temperatura son inversamente proporcionales.

Los gases disueltos en agua potable (oxigeno, cloro y nitrógeno) son las pequeñas burbujas que aparecen cuando él liquido se calienta y aún no llega al punto de ebullición. Cuando el agua hierve queda totalmente desgasificada, por lo cual su sabor es distinto del que posee el agua sin hervir, por ello se recomienda airear esta agua antes de beberla.

Soluciones acuosas

El agua es la biomolécula más abundante del ser humano, constituye un 65-70 % del peso total del cuerpo. Esta proporción debe mantenerse muy próxima a estos valores para mantener la homeóstasis hídrica, por lo contrario el organismo se ve frente a situaciones patológicas debidas a la deshidratación o la retención de líquidos. La importancia del estudio de la biomolécula agua radica en el hecho de que la totalidad de las reacciones bioquímicas se realizan en el seno del agua, todos los nutrientes se transportan en el seno del agua.

Estructura molecular del agua. Es una molécula tetraédrica, con el átomo de oxigeno en el centro y los dos átomos de hidrógeno en los vértices de dicho tetraedro quedando los otros dos vértices ocupados por los electrones no compartidos del oxígeno

El oxigeno es un átomo que posee mayor electronegatividad que el hidrogeno, esto hace que la molécula de agua sea un dipolo eléctrico. Esta estructura explica muchas de las propiedades físicas y químicas del agua bien sea por la formación de puentes de hidrogeno o por solvatacion de otras moléculas.

Propiedades físicas y químicas del agua. Las propiedades del agua son la base de una serie de funciones esenciales para la integridad del organismo.

Funciones bioquímicas y fisiológicas del agua.

De lo anterior se deduce que las funciones bioquímicas y fisiológicas del agua son consecuentes con las propiedades fisicoquímicas que se han estudiado. El agua puede actuar como componente de macromoléculas proteínas, ácidos nucleicos, polisacáridos, pueden estabilizar su estructura a través de la formación de puentes de hidrogeno.

El hecho de que sea considerada como disolvente universal de sustancia iónicas, polares no iónicas y anfipáticas, facilita que en su seno se puedan llevar a cabo la totalidad de las reacciones bioquímicas, así como el transporte adecuado de sustancias en el organismo.

El agua puede actuar como sustrato o producto de muchas reacciones como la hidrólisis o formación de ésteres.

El carácter termorregulador del agua, permite conseguir un equilibrio de temperaturas en todo el cuerpo así como la disipación del calor metabólico lo observamos en el ejercicio extenso.

Conclusión

De este informe concluyo que la solubilidad no es solo diluir una sustancia en otra, ya que esto consiste en un proceso quimico-fisico que esta sometido a diferentes factores que predominan, como es el caso de la presión y la temperatura. Para finalizar, es bueno indicar dos situaciones muy importantes con respecto a la solubilidad: Si dos solutos son solubles en un mismo solvente, dependiendo de las cantidades (pequeñas) pueden disolverse ambos sin ninguna dificultad, pero en general la sustancia de mayor solubilidad desplaza de la solución a la de menor solubilidad, ejemplo: al agregar azúcar o sal a una bebida, inmediatamente se produce el escape del gas disuelto en ella. Si un soluto es soluble en dos solventes inmiscibles (no se mezclan) entre sí, el soluto se disuelve en ambos solventes distribuyéndose proporcionalmente de acuerdo a sus solubilidades en ambos solventes.

En este trabajo se han visto varios aspectos del tema de las soluciones, el cual es un tema muy extenso y muy importante para la vida de todos los seres humanos en este planeta. Este tema es muy importante porque sin los conocimientos que se tienen acerca de las soluciones, no se podría hacer más cosas con la materia prima, o con otros materiales, no se podría hacer materiales indispensables para nuestras vidas como el plástico, que existen muchos tipos de este material que se usa

prácticamente para todo, bueno y así como este material existen muchos otros.

Además en este trabajo se ha tratado de poner información resumida, útil y concreta, lo cual es en factor muy importante porque si algún lector que no tenga muchos conocimientos del tema no se confunda tanto con definiciones y palabras que le puedan resultar extrañas. Además resulta mucho más cómodo leer un trabajo con información bien resumida y concreta, que cualquier otro trabajo que tenga mucha información que no sea necesaria, esto muchas veces resulta ser incomodo.

Bibliografía

Química 2 Editorial Santillana, México 1997 Enciclopedia Microsoft Encarta 2002 www.relaq.mx Enciclopedia Hispánica www.chemedia.com www.google.com.ar www.yahoo.com.ar Biblioteca Provincial

Ornella Papini

ComentariosUna solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. 

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

    soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

    solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua. (Ver: El agua como solvente).

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una disolución  se utiliza una magnitud denominada  concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.  Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. 

Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa  en 100 gramos de agua.  

Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto.  Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.  

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución.

También debemos aclarar que los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

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.

Ejercicio:

Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que agregar para que quede al 4%?

Resolvamos:

El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá que están expresadas en % P/V.

Datos que conocemos: V = volumen,  C= concentración

V1  = 1 litro

C1  =  37% 

 37%  P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de solución (solución = soluto + solvente).

C2  = 4%

V2 =  ¿?

Regla para calcular disoluciones o concentraciones

V1 • C1    =    V2 •  C2

Puede expresarse en:   % P/V

Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene:  

Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una solución al 4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros; por lo tanto, para saber cuantos litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos:

V2  –   V1  = Volumen de agua agregado

9,25   –  1   =  8,25 litros

Respuesta:   Se deben agregar 8,25 litros de agua

Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

 

a) Fracción molar (Xi):  se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

 

 

Ejercicio:

Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?

Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar expresa la concentración de una solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la Solución.

Solvente: agua (H2O)

Soluto: sal (NaCl)

Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm3 (4 litros) de solvente.

Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos: moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de solvente y fracción molar de soluto.

Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).

Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:

Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)

Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:

Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:

Fracción molar del solvente = Xsolvente

 

Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977

Fracción molar del soluto= Xsoluto

Fracción molar del soluto= 0,00023

Pero sabemos que:

Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1

b) Molaridad (M):  Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.

Ejercicio:

¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol (masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de solución?

Datos conocidos: metanol 64 g

Masa molar del metanol: 32 g/mol

Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)

Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.

Si un mol de metanol equivale a 32 g,  64 g equivalen a 2 moles (64/32=2)

Aplicamos la fórmula:

Respuesta: 4 molar

(Ver: PSU: Química; Pregunta 12_2006)

 

c) Molalidad

En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)

Solubilidad

En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido.

Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar tiene un

límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una solución está dejará de solubilizarse, llamándose a esta solución saturada.

Es la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se disolverá en una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura dada.

En términos generales, es la facilidad con que un sólido puede mezclarse homogéneamente con el agua para proporcionar una solución química.

Concepto

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos (g). de disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente.

Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad.

La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada.

Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20º C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M (molar) y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M (molar). Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M (molar) se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M (molar) se considera

como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.

Factores que determinan la solubilidad

Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo mismo con la presión.

Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la solubilidad no se ve afectada por la presión.

Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la solubilidad disminuye con la elevación de temperatura. La presión no afecta a la solubilidad en este caso.

Unidades de medida

Puesto que la solubilidad es la máxima concentración que puede alcanzar un soluto, se medirá en las mismas unidades que la concentración.

Es habitual medirla en gramos de soluto por litro de disolución (g/l) o en gramos de soluto por cada 100 cc de disolución (%).

Aunque la unidad de medida se parezca a la de la densidad, no es una medida de densidad. En la densidad, masa y volumen se refieren al mismo cuerpo. En la solubilidad, la masa es de soluto y el volumen es de la disolución, de la mezcla de soluto y disolvente.

Fuentes Internet:

Disolución De Wikipedia, la enciclopedia libre

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En química, una disolución (del latín disolutio), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.

Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama.

Contenido

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1 Solvente y soluto 2 Características generales 3 Factores de solubilidad 4 Clasificación

o 4.1 Por su estado de agregación 4.1.1 De tipo coloidal 4.1.2 Sólidas 4.1.3 Líquidas 4.1.4 Gaseosas 4.1.5 Ejemplos

o 4.2 Por su concentración 4.2.1 Disoluciones empíricas 4.2.2 Disoluciones valoradas

5 Conocimientos aplicados 6 Referencias 7 Véase también 8 Enlaces externos

[editar] Solvente y soluto

Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión y los demás solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más

o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.[1]

Se suele llamar solvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa,[2] aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol).[1] En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleaciones paladio-plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.[3]

Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución:[2]

Dispersiones, suspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm

Dispersoides, coloides o disoluciones coloidales: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm

Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm

Estas últimas se clasifican en:

Disoluciones con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.

Disoluciones moleculares: cada partícula es una molécula. Disoluciones iónicas: la partícula dispersa es un ion (fracción de

molécula con carga eléctrica). Disoluciones atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

SOLUTO y SOLVENTE: tienen las mismas caracteristicas, no hay tanta diferencia entre uno y otro

[editar] Características generales

Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración.

Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto.[4]

La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente.

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.

Sus propiedades físicas dependen de su concentración:

Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm3

Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm3

Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.

Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.

Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( Å ).

Se encuentran en una sola fase.

[editar] Factores de solubilidad

Además de la naturaleza del soluto y la naturaleza del solvente, la temperatura y la presión también influyen en la solubilidad de una sustancia.

La temperatura afecta la rapidez del proceso de disolución: si las moléculas del solvente se mueven rápidamente, las moléculas de soluto pueden penetrar con más facilidad. Sin embargo, en una solución gaseosa el efecto de la temperatura es opuesto: con el aumento de temperatura las moléculas de gas se dispersan.

El efecto de la presión resulta notorio en los gases, a mayor presión mayor solubilidad; no es importante en las soluciones líquidas ni sólidas.

[editar] Clasificación

[editar] Por su estado de agregación

[editar] De tipo coloidal

Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa y el icopor.

[editar] Sólidas

Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el zinc en el estaño.

Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido). Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno.

Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).

[editar] Líquidas

Sólido en líquido: este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades

de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar.

Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua. Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más

utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final). Un método para volverlas a separar es por destilación.

[editar] Gaseosas

Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, sino como mezclas.[cita requerida]

Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno[1] y el polvo atmosférico disuelto en el aire.[2]

Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo.[1]

[editar] Ejemplos

A continuación se presenta un cuadro con ejemplos de disoluciones clasificadas por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles:

Ejemplos de disoluciones

Soluto

Gas Líquido Sólido

Disolvente

GasEl oxígeno y otros gases en nitrógeno (aire).

El vapor de agua en el aire.

La naftalina se sublima lentamente en el aire, entrando en solución.

Líquido El dióxido de El etanol La sacarosa

carbono en agua, formando agua carbonatada. Las burbujas visibles no son el gas disuelto, sino solamente una efervescencia. El gas disuelto en sí mismo no es visible en la solución.

(alcohol común) en agua; varios hidrocarburos el uno con el otro (petróleo).

(azúcar de mesa) en agua; el cloruro de sodio (sal de mesa) en agua; oro en mercurio, formando una amalgama.

Sólido

El hidrógeno se disuelve en los metales; el platino ha sido estudiado como medio de almacenamiento.

El hexano en la cera de parafina; el mercurio en oro.

El acero, duraluminio, y otras aleaciones metálicas.

[editar] Por su concentración

Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha.

Artículo principal: Concentración

Por su concentración, la disolución puede ser analizada en términos cuantitativos o cualitativos dependiendo de su estado.

[editar] Disoluciones empíricas

También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:

Disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.

Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.

Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.

Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.

Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

[editar] Disoluciones valoradas

A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativamente, si toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.

[editar] Conocimientos aplicados

En función de la naturaleza de solutos y solventes, las leyes que rigen las disoluciones son distintas.

Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas. Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad.

Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides.

Líquidos en líquidos: Tensión interfacial. Gases en líquidos: Ley de Henry.

[editar] Referencias

1. ↑ a b c d Cristóbal Valenzuela Calahorro (1995). Química General: Introducción a la química teórica. Universidad de Salamanca. p. 300. ISBN 9788474817836. http://books.google.com.ar/books?id=EdsLZGYbK-gC&lpg=PA490&ots=bT95fXgFVz&pg=PA300#v=onepage&f=false.

2. ↑ a b c Santiago Burbano de Ercilla, Carlos Gracía Muñoz (2003). Física general. Casa Editorial Mares - Editorial Tebar. p. 335. ISBN 9788495447821. http://books.google.com.ar/books?id=BWgSWTYofiIC&lpg=PA335&pg=PA335#v=onepage&q&f=false.

3. ↑ Kenneth J. Anusavice (2004). Phillips - La ciencia de los materiales dentales. Elsevier. p. 121. http://books.google.com.ar/books?id=4UnIFbmAUqEC&lpg=PA121&pg=PA121#v=onepage&f=false.

4. ↑ Sandler, Stanley I.(1999).Chemical and Enginering Thermodynamics. Chapter 6.Third Edition.

[editar] Véase también

Soluto Disolvente Solubilidad Concentración

[editar] Enlaces externos

IES Aguilar y Cano , de Estepa (Sevilla), ofrece la posibilidad de trabajar las disoluciones.

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