Estás en: Inicio > Disoluciones
 
General
Top descargas  
Elergonomista
Objetivos
Contenido
Estequiometría
Estructura atómica
Tabla periodica
Enlace ionico
Enlace covalente
Fuerzas intermoleculares
Teoría cinético molecular
Leyes de los gases
Líquidos  
Sólidos
Utilidades
  Disoluciones
  Presion osmótica
  Termodinámica
  Entalpía
  Leyes de la Termodinámica
  Calorimetria
  Termoquimica
  Entropia


Disoluciones

Las disoluciones son mezclas homogéneas de una sustancia llamada soluto en otra llamada disolvente. Las diferencias principales entre disoluciones y sustancias puras son:

  • Una disolución tiene composición variable, mientras que la composición de una sustancia pura es fija.
  • Las disoluciones pueden existir en cualquiera de los tres estados de la materia, aunque las más comunes son las líquidas, especialmente en las que el agua es el disolvente. El ejemplo más común de disolución gaseosa es el aire. Como ejemplo de disoluciones sólidas tenemos el bronce y el latón.
  • Las propiedades de las disoluciones dependen de la concentración del soluto y del disolvente. Se pueden describir de distintas formas:

 

  • % en peso= % en peso1
  • Fracción molar X= Fraccion molar1

 

  • Molaridad M= Molaridad
  • Molalidad m= Molalidad

 

  • Normalidad N= Normalidad

Un equivalente de ácido es la cantidad de ácido que produce un mol de H+. Un equivalente de base es la cantidad de base que produce un mol de OH-.

Saturación y solubilidad

Si disolvemos 20 gramos de sacarosa en agua podemos observar que se disuelve por completo. Pero si añadimos 200 gramos vemos que no se disuelve toda, decimos entonces que la disolución está saturada. Una disolución saturada es aquella que está en equilibrio con el soluto no disuelto, y representa el límite de la cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente.

Tipos de solutos:

  • No electrolitos: se caracterizan porque sus disoluciones con conducen la electricidad. Se disuelven como moléculas neutras que no pueden moverse en presencia de un campo eléctrico. (metanol).
  • Electrolitos: las disoluciones acuosas de estas sustancias conducen la electricidad. En disolución estos solutos se disocian en iones. (NaCl).

Los solutos no electrolitos son en general poco solubles, a excepción de los que pueden formar puentes de hidrógeno (metanol, glucosa, FH, NH3). Los electrolitos son muy solubles debido a las interacciones ión-dipolo.
En la solubilidad influyen la presión y la temperatura. En general, la solubilidad de un sólido en un líquido aumenta con la temperatura. Esto se puede explicar recurriendo a factores entrópicos.

Entropia

Un equilibrio dinámico tiende a oponerse a cualquier cambio en sus condiciones. Si el proceso de la disolución es endotérmico, en este caso Entalpia, entonces un aumento de la temperatura implicará un aumento de la solubilidad. La mayoría de las disoluciones de un sólido en un líquido son endotérmicas, porque es necesario romper la energía de red del sólido para que este se disuelva.
Si el proceso es exotérmico entonces Entalpia, y un aumento de la temperatura conllevará una disminución de la solubilidad. La mayoría de las disoluciones de gases en líquidos son exotérmicas. En general un aumento de la presión implica una mayor solubilidad de un gas en un líquido. La ley de Henry nos dice que la solubilidad es directamente proporcional a la presión parcial.

Ley de Henry

Propiedades coligativas de las disoluciones

Las propiedades de una disolución difieren mucho de las del disolvente puro. Las propiedades que dependen fundamentalmente de la concentración de partículas de soluto, más que de su naturaleza se llaman propiedades coligativas. Las más importantes son:

  • Disminución de la presión de vapor.
  • Presión osmótica.
  • Aumento del punto de ebullición.
  • Disminución del punto de congelación.

Disminución de la presión de vapor: La velocidad de las partículas de disolvente (agua) que abandonan la superficie del líquido se reduce en presencia de un soluto no volátil. Las disoluciones acuosas concentradas de solutos no electrolitos (glucosa) se evaporan más lentamente que el agua pura. Esto hace que se produzca una disminución en la presión de vapor, que depende únicamente de la concentración del soluto y es independiente de su naturaleza. La relación entre la presión de vapor del disolvente y la concentración se conoce como ley Raoult.

Ley de Raoult

Si a una sustancia A le añadimos un soluto no volátil B, la tendencia de las moléculas de B a abandonar la disolución es mínima, en el vapor sólo habrá partículas de A. Se alcanzaría entonces un nuevo equilibrio con un menor número de partículas, lo que se traduce en una disminución de la presión de vapor.

Aumento del punto de ebullición: Como consecuencia de la reducción en la presión de vapor que se observa cuando se adiciona un soluto no volátil a un disolvente, será necesario calentar a una temperatura más alta para conseguir que la presión de vapor sea igual a 1 atmósfera. Esto supone que la temperatura de ebullición de la disolución será más alta. Experimentalmente se ha comprobado que:

1Te= Kb m

Disminución del punto de congelación: Se observó que el agua de mar funde a menor temperatura que el agua pura. Esto se debe a la existencia de sales. Experimentalmente se ha comprobado que:

1Tf= Kf m

Existe un equilibrio dinámico entre las partículas que solidifican y las partículas que se licúan. Cuando se añade un soluto este equilibrio dinámico se rompe ya que las moléculas del soluto congelan a menos velocidad. Es necesaria una disminución de la temperatura para alcanzar un nuevo equilibrio.

 

©2004 Elergonomista.com