2013  

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Química  –  Disoluciones  

 

 

¿Has  notado  la  diferencia  que  hay  cuando  tomamos  un  té  con  una   cucharada  de  azúcar  y  cuando  lo  tomamos  con  tres  cucharadas  de   azúcar?  La  diferencia  radica  en  la  concentración.  A  lo  largo  de  este   capítulo  veremos  formas  de  cuantificar  concentraciones,  junto  con   entender  el  concepto  de  acidez.  

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  ©  Fernando  Brierley  V.  –  Felipe  Salas  B.   2013  

 

QUÍMICA – DISOLUCIONES

Disoluciones       Muchas   veces   hemos   tenido   la   curiosidad   acerca   de   qué   pasa   al   “combinar”   dos   sustancias   que   no   conocemos.   La   misma   motivación   ha   llevado   a   los   científicos   a   descubrir   muchos  compuestos  complejos,  pero  de  una  utilidad  gigantesca.  Sin  embargo  con  el  tiempo  se   han  ido  incorporando  las  llamadas  concentraciones  de  las  soluciones,  para  ayudar  a  distinguir   unas  de  otras.     Una  solución  (o  disolución)  es  una  mezcla  homogénea  de  dos  o  más  sustancias.  La  que   está  en  mayor  cantidad  la  llamamos  solvente  (o  disolvente)  y  la  que  está  en  menor  cantidad  la   llamamos  soluto  (o  disoluto).     Podemos  distinguir  tres  tipos  de  soluciones,  dependiendo  del  estado  de  agregación  del   soluto  y  del  solvente:     (i) Sólidas:   donde   el   solvente   y   el   soluto  son  sólidos.     (ii) Líquidas:  el  solvente  es  líquido  y   el   soluto   puede   estar   en   cualquiera   de   los   tres   estados   fundamentales  de  la  materia.     (iii) Gaseosas:   Tanto   el   solvente   como   el   soluto   se   encuentran   en   estado  gaseoso.         El   hecho   de   poder   cuantificar   la   concentración  de  una  solución  es  algo  muy  útil.   Es   por   ello   que   se   han   inventado   numerosas   medidas  de  concentración.       Existe  un  modo  de  medir  concentraciones   dependiendo   únicamente   de   la   m asa   (o   el   volum en)   del   soluto   y   de   la   solución.   Son   las   llamadas  concentraciones  en  porcentajes.     Veremos  a  continuación  las  más  usadas:        

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QUÍMICA – DISOLUCIONES I]  Tipos  de  Concentraciones:   a)

b)

c)

d)

  Porcentaje  en  m asa/m asa  (m /m ):  Es  la  cantidad  de  gramos  de  soluto  que  hay  en   100  gramos  de  solución.  Se  calcula  de  la  siguiente  manera:     𝑚 𝑀𝑎𝑠𝑎  𝑑𝑒𝑙  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜   𝑔 · 100 % =     𝑚 𝑀𝑎𝑠𝑎  𝑑𝑒  𝑙𝑎  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛  [𝑔]    Dato  puntaje:  Masa  de  la  solución  =  masa  soluto  +  masa  solvente.     Porcentaje   en   m asa/volum en   (m /v):   Es   la   cantidad   de   gramos   de   soluto   que   hay  en  100  mililitros  de  solución.  Se  calcula  de  la  siguiente  manera:       𝑚 𝑀𝑎𝑠𝑎  𝑑𝑒𝑙  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜   𝑔 · 100 % =     𝑣 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛  𝑑𝑒  𝑙𝑎  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛  [𝑚𝐿]   Porcentaje   en   volum en/volum en   (v/v):   Es   la   cantidad   de   mililitros   de   soluto   que  hay  en  100  mililitros  de  solución.  Se  calcula  de  la  siguiente  manera:     𝑣 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛  𝑑𝑒𝑙  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜   𝑚𝐿 · 100 % =     𝑣 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛  𝑑𝑒  𝑙𝑎  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛  [𝑚𝐿]   Partes   por   m illón   (PPM ):   Es   la   cantidad   de   unidades   de   soluto   que   hay   por   un   millón  de  unidades  de  solución.    

𝑃𝑃𝑀 =

𝑚𝑎𝑠𝑎  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜  [𝑚𝑔]   𝑚𝑎𝑠𝑎  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛  [𝑘𝑔]

  Para   poder   definir   las   demás   medidas   de   concentración,  es  necesario  entender  primero  qué  es  un   mol.   Al   igual   que   una   decena,   un   m ol   es   una   cantidad   de   objetos.   Usualmente,   en   química   trabajamos  con  moles  de  átomos  o  de  moléculas,  pero  al   ser  una  cantidad  nosotros  podríamos  hablar  de  un  mol   de  personas,  un  mol  botellas,  etc.       1  𝑚𝑜𝑙 = 6.02 · 10!"  𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠.     Vemos  que  un  mol  es  una  cantidad  gigantesca,  es  decir,  es  el  número  602  seguido  de  21   ceros.  Es  también  llamado  como  la  constante  de  Avogadro.     Dato   puntaje:   Para   determinar   la   constante   de   Avogadro,   éste   último   se   preguntó   cuántos   átomos   de   carbono   12   (C12)   hay   en   12   gramos   de   dicho   elemento.    

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QUÍMICA – DISOLUCIONES A   partir   del   concepto   de   mol,   podemos   incurrir   en   otras   formas   de   medir   concentraciones,   las   cuales   dependen   del   núm ero   de   m oles   del   soluto,   junto   con   el   volum en  (o  la  m asa)  de  la  solución.       e) M olaridad   (concentración  molar):  Es  la  cantidad  de  moles  de  soluto  que  hay  en  un   litro  de  solución.     𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠  𝑑𝑒  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑀 =     𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛  𝑑𝑒  𝑙𝑎  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛  [𝐿]     f) M olalidad   (concentración   molal):   Es   la   cantidad   de   moles   de   soluto   que   hay   en   un   kilogramo  de  solvente.     𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠  𝑑𝑒  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚 =     𝑀𝑎𝑠𝑎  𝑑𝑒𝑙  𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒  [𝐾𝑔]   g) Fracción   m olar:   Es   el   cuociente   entre   la   cantidad   de   moles   de   un   soluto   y   la   cantidad  de  moles  de  la  solución.     𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝐹𝑀 =   𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛   A  pesar  de  tener  maneras  de  cuantificar  las  concentraciones,  es  necesario  recalcar  que   una  concentración  no  puede  ser  infinita,  puesto  que  la  capacidad  de  disolver  tiene  un  límite.     Dato   puntaje:   Ésto   lo   evidenciamos   cuando   queremos   disolver   sal   en   agua.   Después   de   un   tiempo,   la   sal   deja   de   disolverse  y  comienza  a  depositarse  en  el  fondo.       II]      Solubilidad     Dependiendo   del   grado   de   concentración   del   soluto   podemos  definir  distintos  tipos  de  soluciones:   Solución   insaturada:   es   la   que   permite   seguir   disolviendo  soluto.   Solución   saturada:   es   la   que   ya   no   disuelve   más   soluto,  siendo  este  depositado  en  el  fondo.   Solución   sobresaturada:   ocurre   cuando   se   enfría   lentamente   una   solución   saturada,   la   cual   no   acepta   más   soluto   pero   tiene   mayor   cantidad   de   soluto   disuelto   que   una   solución  saturada.     Es   necesario   recalcar   que   solventes   polares   disuelven   solutos  polares,  mientras  que  solventes  apolares  lo  hacen  con   solutos   apolares.   Es   por   ello   que   vemos   fenómenos   como   la   imposibilidad  de  disolver  aceite  en  agua.     Es  así  como  nace  el  concepto  de  solubilidad,  el  que  se   representa  por  una  curva.  Esta  curva  nos  dice  la  constante  de  solubilidad,  es  decir,  la  mayor  

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QUÍMICA – DISOLUCIONES cantidad   de   soluto   que   acepta   un   solvente   antes   de   saturarse.   Existen   maneras   de   hacer   cambiar  esa  constante,  las  veremos  a  continuación.       Tem peratura:   En   general   al   aumentar   la   temperatura  de  la  mezcla,  aumenta  la  solubilidad.   Presión:   Al   aumentar   la   presión   a   la   que   está  sometida  la  solución,  aumenta  la  solubilidad   (Solo  en  gases).   Podríamos   pensar   que   las   propiedades   físicas  son  inalterables  y  que  no  deberían  cambiar   si  disolvemos  soluto  en  un  solvente.  La  verdad  es   que   no   es   así.   Existen   las   llamadas   propiedades   coligativas,   que   son   propiedades   que   cambian   dependiendo   del   número   de   partículas   que   disolvamos.       III]  Propiedades  Coligativas:     Las   propiedades   coligativas   corresponden   al   cambio   de   ciertas   propiedades   físicas   del   solvente   al   agregarle   soluto.   Es   importante   recalcar   que   las   propiedades   dependen   de   la   cantidad   de   soluto   (cantidad   de   partículas)   y   no   de   su   naturaleza.   A   continuación   explicaremos  cada  una.     Presión   de   vapor:  La  presión  de  vapor  es  la  presión  que  ejerce  la  capa  superficial  de   todo  fluido  al  pasar  constantemente  del  estado  líquido  al  gaseoso.  Al  aumentar  la  cantidad  de   partículas  disueltas,  la  presión  de  vapor  disminuye  puesto  que  las  moléculas  del  líquido  están   más  “ocupadas”  con  el  soluto.     Aum ento   ebulloscópico   (Temperatura  de  ebullición).  A  medida  que  aumentamos  la   cantidad  de  partículas  disueltas,  la  temperatura  de  ebullición  irá  en  aumento.     Descenso   crioscópico  (Temperatura  de  congelación):  A  medida  que  aumentamos  la   cantidad  de  partículas  disueltas,  la  temperatura  de  fusión  disminuye.     Tanto  el  aumento  ebulloscópico  como  el  descenso  crioscópico  responden  a  la  siguente   fórmula:     ∆°𝑇 = 𝐾 · 𝑚   𝐷𝑜𝑛𝑑𝑒  ∆°𝑇  𝑒𝑠  𝑒𝑙  𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜  𝑑𝑒  𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎  𝑎  𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑟  𝑑𝑒  𝑙𝑎  𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎  𝑑𝑒  𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑖𝑐𝑖ó𝑛     𝑎𝑢𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜  𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑜𝑠𝑐ó𝑝𝑖𝑐𝑜 𝑜  𝑏𝑖𝑒𝑛  𝑝𝑎𝑟𝑎  𝑙𝑎  𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎  𝑑𝑒  𝑐𝑜𝑛𝑔𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛   𝑑𝑒𝑠𝑐𝑒𝑛𝑠𝑜  𝑐𝑟𝑖𝑜𝑠𝑐ó𝑝𝑖𝑐𝑜   𝐾  𝑒𝑠  𝑢𝑛𝑎  𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒  𝑝𝑟𝑜𝑝𝑖𝑎  𝑑𝑒𝑙  𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒   𝑚  𝑒𝑠  𝑙𝑎  𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑  𝑑𝑒𝑙  𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜.       Presión   osm ótica:  Cuando  dejamos  dos  soluciones  (de  distintas  concentraciones)  del   mismo  solvente  separadas  de  una  membrana  semi-­‐permeable,  la  cual  sólo  permite  el  paso  al   solvente,  se  ve  que  el  solvente  viaja  de  una  zona  de  menor  concentración  a  una  de  mayor.  La   presión   osmótica   corresponde   a   la   presión   hidrostática   que   alcanza   la   disolución   más   concentrada  en  el  instante  en  el  que  el  paso  de  moléculas  es  nulo.  

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QUÍMICA – DISOLUCIONES  

IV]  Estequiometría :     La   estequiometría   es   la   rama   de   la   química   que   se   preocupa   del   cálculo   de   las   relaciones  cuantitativas  que  existe  entre  los  reactantes  y  los  productos  de  una  reacción.   Para  ello  es  necesario  definir  conceptos  que  nos  serán  de  ayuda.     M asa  atóm ica:  Es  la  masa  de  un  mol  de  un  determinado  elemento.   Ejemplo:  Si  tomamos  un  mol  de  hidrógeno,  su  masa  será  aproximadamente  1  gramo.     M asa  M olecular  (M M ):  Es  la  masa  de  un  mol  de  una  determinada  molécula.   Ejemplo:  Si  tomamos  un  mol  de  agua,  su  masa  será  aproximadamente  18  gramos.     !"#$%& La  unidad  de  la  masa  atómica  como  de  la  masa  molecular  es     !"#

Siendo  una  forma  de  calcular  la  masa  molecular  la  siguiente:     𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠  𝑑𝑒𝑙  𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑀𝑀 =     𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜  𝑑𝑒  𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠   Es   así   como   podemos   expresar   una   reacción   química   como   una   ecuación,   donde   se   entiende   que   unos   reactantes   se   transforman   en   productos.   Esta   transformación   presupone   una  ruptura  de  enlaces  y  formación  de  nuevas  especies.     En  una  reacción,  nos  encontraremos  con  la  notación  siguiente:  𝑁𝐴!  (!"#$%&) ,  donde  A  es   el  elemento,  x  es  el  número  de  elementos  que  forman  una  molécula,  N  es  el  número  de  moles   de   moléculas   (coeficiente   estequiométrico),   siendo   usualmente   el   número   de   moles   y   el   estado  corresponde  al  estado  de  agregación.   Es  importante  recalcar  que  el  número  de  partículas  lo  podemos  sacar  como  N·x.     Un   ejemplo   de   ello   puede   ser       3O2(g).   Es   decir,   tenemos   tres   moles   de   la   molécula   di   oxígeno  en  estado  gaseoso.  También  se  puede  entender  como  que  hay  6  moles  de  átomos  de   oxígeno  (pues  3·2  es  6).   A  continuación  veremos  una  ecuación  química.       V]  Ecuaciones  Quím icas:       En  una  ecuación  química,  se  representan  a  los  reactantes  al  lado  izquierdo,  mientras   que  los  productos  son  los  del  lado  derecho.  A  continuación  veremos  un  ejemplo  de  reacción.                                  

2𝐻!(!) + 𝑂!(!)

2𝐻! 𝑂(!)  

  De  esta  reacción  podemos  interpretar  que  dos  moles  de  di  hidrógeno  reaccionan  con  un   mol  de  oxígeno  formando  dos  moles  de  agua  (este  análisis  puede  ser  hecho  usando  partículas   en  vez  de  mol,  puesto  que  el  coeficiente  estequiométrico  es  general).     Además,   las   reacciones   tienen   que   cumplir   con   una   condición.   No   infringir   la   ley   de   la   conservación   de   la   masa.   Es   decir,   si   en   los   reactantes   teníamos   dos   moles   de   di   hidrógeno,   estos  tienen  que  estar  también  en  los  productos,  puesto  que  la  masa  no  se  crea  ni  se  destruye.  

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QUÍMICA – DISOLUCIONES   Es  así  como  nos  podemos  encontrar  con  ecuaciones  no  balanceadas:                                            

𝐶𝑂! + 𝐻! 𝑂  

 

𝐶! 𝐻!" 𝑂! +   𝑂!  

Claramente   es   una   ecuación   no   balanceada,   si   construimos   una   tabla   nos   queda   de   la   siguiente  forma:     Elem ento   Núm ero   de   Núm ero   de   partículas:   partículas:   reactantes   productos   Oxígeno   2  +  1  =  3   8   Carbono   1   6   Hidrógeno   2   12       Para  que  una  ecuación  esté  balanceada,  el  número  de  partículas  en  los  reactantes  debe   ser  igual  al  de  los  productos.       Para   ello,   debemos   anteponer   coeficientes   estequiométricos   a   las   especies   para   poder   balancear.  Esta  ecuación  balanceada  nos  queda  de  la  manera:                                            

6𝐶𝑂! + 6𝐻! 𝑂  

𝐶! 𝐻!" 𝑂! +  6𝑂!  

  De  este  modo,  al  construir  la  tabla  nos  queda:     Elem ento   Núm ero   de   Núm ero   de   partículas:   partículas:   reactantes   productos   Oxígeno   6·2  +  6  =  18   6  +  6·2  =  18   Carbono   6   6   Hidrógeno   6·2  =  12   12       Por  lo  que  la  ecuación  está  balanceada.     En   general,   la   receta   para   balancear   correctamente   una   ecuación   es   ir   probando   coeficientes   de   tal   manera   que   el   número   de   partículas   de   un   determinado   elemento   sea   el   mismo  tanto  en  los  reactantes  como  en  los  productos.       VI]  Ácidos  y  Bases:     Todas  las  sustancias  se  pueden  clasificar  como  ácidos  o  bases.  Esta  clasificación  implica   ciertas  propiedades  que  tienen  todas  las  sustancias  ácidas  y  propiedades  que  comparten  las   bases.              

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QUÍMICA – DISOLUCIONES Propiedades:     Ácidos:     - Sabor  agrio   - Tiñen  de  rojo  el  papel  tornasol.     - Al  reaccionar  con  una  base  se  neutralizan.   - Liberan  H+  al  reaccionar  con  metales.   Bases:   - Sabor  amargo   - Tiñen  de  azul  el  papel  tornasol.   - Al  reaccionar  con  un  ácido  se  neutralizan.     Existen  maneras  para  identificar  cuándo  una  sustancia  es  ácido  o  base  en  una  reacción.   A  lo  largo  de  la  historia  científicos  han  logrado  establecer  teorías  del  comportamiento  de  los   ácidos  y  las  bases.  Las  presentaremos  a  continuación.     1. Teoría  de  Arrhenius:     Esta  teoría  nos  dice  que  un  ácido  es  una  sustancia  que  en  una  solución   acuosa   libera   iones   H+,   mientras   que   una   base   es   una   sustancia     que   en   una   solución  acuosa  libera  iones  OH-­‐.  El  problema  de  ésta  teoría  es  que  se  restringe   a  sólo  soluciones  acuosas  y  no  dice  qué  ocurre  en  otras.     2. Teoría  de  Brönsted-­‐Lowry:     Esta  teoría  nos  dice  que  un  ácido  es  una  sustancia  que  en  una  solución   (de  cualquier  tipo)  libera  iones  H+,  mientras  que  una  base  es  una  sustancia  que   en  una  solución  acepta  iones  H+.       3. Teoría  de  Lewis:       Esta   teoría   nos   dice   que   un   ácido   es   una   sustancia   que   puede   aceptar   un   par   de   electrones   (tiene   un   orbital   vacío)   mientras   que   una   base   es   una   sustancia   que   tiene   un   par   de   electrones   libres   (puede   donar   un   par   de   electrones).       Una   vez   sabido   cómo   identificar   a   las   sustancias   ácidas,   nace   la   inquietud   de   cómo   cuantificar  esta  acidez  (o  en  su  defecto,  basicidad).  Para  ello  es  que  se  creó  una  escala  de  pH.   Esta  escala  sitúa  a  las  sustancias  neutras  (como  el  agua)  en  el  rango  de  pH=7.   Entre  0  y  7  se  considera  que  la  sustancia  es  ácida,  siendo  0  muy  ácida  y  a  medida  que   nos  acercamos  a  7  la  acidez  va  disminuyendo.  Entre  7  y  14  la  sustancia  es  básica,  siendo  14   muy  básica    y  a  medida  que  nos  acercamos  a  7  la  basicidad  va  disminuyendo.        

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QUÍMICA – DISOLUCIONES

    Existen   además   unas   sustancias   llamadas   Buffers   (o   tampones).   La   particularidad   de   estas  sustancias  radica  en  la  posibilidad  que  tienen  para  dejar  el    pH  de  una  solución  dentro   de   ciertos   márgenes.   El   modo   de   operar   de   los   Buffers   es   comportarse   como   base   o   ácido   dependiendo   de   la   sustancia   que   desea   neutralizar.   Este   comportamiento   se   conoce   como   comportamiento  de  anfótero.                

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