soluciones

Soluciones

Son sistemas homogéneos( una sola fase), formado por mezclas de diferentes sustancias puras ( diferentes tipos de moléculas), estas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.
Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:
Soluto: Componente que se encuentra, en menor proporción y

Solvente: Componente que se encuentra, en mayor proporción.

- Cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.
-Cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.

Sistemas de Solubilidad infinita

El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también se mezclan sin limitaciones. Son situaciones de solubilidad infinita.

Sistemas Saturados


Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto corresponda a la solubilidad.
Por lo general, la solubilidad de los sólidos en líquidos aumenta al aumentar la Temperatura. Las Presión no influye mucho
En cambio, la solubilidad de gases en líquidos crece al aumentar la Presión y disminuye al aumentar la Temperatura.

Sistemas Sobresaturados.

En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad, se conoce como sobresaturación.

Sistemas Diluidos.

Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad.

Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones.

Para trabajar cuantitativamente con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema, veamos un ejemplo a través del siguiente grafico



En el gráfico representamos, en amarillo, moles de partículas de una sustancia (soluto) antes de disolverla, se indica el N° de moles y se calcula la masa de la sustancia conociendo el Peso Molecular de la misma, en celeste, el líquido que disolverá la sustancia (solvente ), se indica el volumen del líquido y se calcula su masa conociendo la densidad del líquido puro. Estos sistemas se mezclan formando la solución representada en color verde, las partículas de soluto las graficamos del color de la solución (aunque sabemos que son invisibles), se indica un hipotético volumen de solución (ligeramente mayor al del líquido puro) y se calculan la masa y la densidad de la solución.

Consideremos: Masa de solución = Masa de soluto + Masa de solvente


Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución

Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución
La concentración de las soluciones
Una solución (con un determinado el soluto y el solvente) es establecer la relación entre las cantidades de ellos. Esta relación es la Concentración, que implica un cuociente entre una cantidad de soluto y una cantidad de solución, o bien de solvente.
Existen varias formas de expresar la concentración, indicando las ecuaciones que las definen y mostrando un ej.



Existe una relación entre la densidad de una solución y la concentración de su soluto. Existen fenómenos, que quedan descritos por leyes cuyas expresiones usan aquellas formas especiales de concentración

En el trabajo de laboratorio se determina aproximadamente la concentración ( % p/p ) de las soluciones "concentradas" ( alto valor de concentración) de los reactivos más usados midiendo la densidad de la misma mediante un densímetro y recurriendo posteriormente a valores tabulados.

Conversión de unidades de concentración

Esto es:
Dato inicial Concentración Ecuación de definición Base de calculo Cantidad de soluto
% peso peso
A % p/p % p/p = (MASA soluto(g) / MASA solución(g))*100 100g.solución A g.de soluto
Molaridad (M)
A M M = n soluto / V (L) solución 1(L) solución A moles soluto
Molalidad (m)
A m m = n soluto / MASA solvente(Kg) 1Kg. solvente A moles soluto
Fracción Molar
X soluto = A X soluto = n soluto/(n soluto + n solvente) (n soluto + n solvente) =1 A moles soluto

Preparación de soluciones

Preparación de una solución a partir de otra solución concentrada

Ejemplo preparación de una solución a partir de una solución concentrada



Preparación a partir de una sustancia y el disolvente separados

Sustancia no solvatada

Otra forma de preparar soluciones, es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. (La sustancia debe pesarse seca, sin muestras de humedad)



Sustancia Solvatada

Muchas sustancias (como sales), tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua que se conocen como moléculas hidratadas. Las moléculas existen como complejos, es decir iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometría definida y no se trata de agua de humedad de la muestra



La cantidad de soluto
Ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:
n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.
Así también:
n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,
MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc.



Cambio de concentración por variación de la cantidad de solvente

Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.
Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado. El proceso se llama "dilución".
Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporada. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"
La obtenemos a través concentraciones y las cantidades de solución, iniciales y finales.
M i * V i = M f * V f

Preparación de una solución mas diluida a partir de otra de baja concentración

Otra forma de preparar soluciones es por "dilución" de una más "concentrada”.
Nuevamente el cálculo se basa en el hecho que la cantidad de soluto es la misma, antes y después de diluir.

Propiedades de soluciones

El estado Líquido

Los líquidos se obtienen ya sea por fusión de los sólidos o condensación de los gases, en relación a estos fenómenos veamos unos gráficos.



El primer gráfico muestra una curva de calentamiento de una sustancia pura. Cuando existe una sola fase, la entrega de calor, incrementa la temperatura de la muestra. Cuando hay dos fases, la energía recibida se ocupa para la transición y la temperatura de mantiene constante. Esta es la temperatura de fusión de la sustancia pura.
El segundo gráfico muestra el diagrama de fases típico para la transición líquido-gas. Se muestran las isotermas en el diagrama PV y las zonas donde existen las diferentes fases. Se destacan la Tc, Pc y el Vc del punto crítico. La Tc, temperatura crítica es la mayor temperatura a la que una sustancia puede existir en estado líquido.

La presión de vapor.

Toda sustancia pura en estado líquido se encuentra en contacto con sus vapores debido a que las moléculas escapan del líquido debido a la agitación térmica. El fenómeno se conoce como evaporación.
En un sistema cerrado, se establece un equilibrio entre la fase líquida y la gaseosa(a una determinada temperatura, el número de moléculas en la fase gaseosa es constante).
Este equilibrio tiene el carácter de dinámico
La situación que caracteriza éste estado de equilibrio es que el número de moléculas que pasan del líquido al gas en cierto lapso de tiempo es igual al número de moléculas que del gas pasan al líquido en el mismo lapso de tiempo
El número constante de moléculas en fase gaseosa ejercen presión que también es constante a una determinada temperatura ( T ). Esta presión se denomina presión de vapor del líquido puro y se designa por P °.
La temperatura del líquido se incrementa, también se incrementa el valor de la presión de vapor.
Cuando la presión de vapor se hace igual a la presión externa (presión atmosférica = 760 mmHg) la evaporación ocurre en el interior de la masa del líquido y el proceso se pasa a denominar ebullición y la temperatura a la que esto acontece es la temperatura de ebullición del líquido puro y se designa por T°e .
Otra propiedad la Tensión Superficial, fuerza resultante de las intermoleculares que atrae a las moléculas de la superficie hacia el interior de la masa de líquido.

Propiedades coligativas de soluciones
Las magnitudes de estas propiedades dependen de la concentración del número de partículas o moléculas del soluto en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.

Presión de vapor de las soluciones

Ley de Raoult

La presencia de otra sustancia (B) disminuye la presión de vapor de un determinado líquido (A). La evaporación es un fenómeno de naturaleza estadística donde las probabilidades que el fenómeno ocurra es proporcional al número de moléculas





Descenso de la presión de vapor
Descenso de presión de vapor = PA° - PAS = PA° - PA° * XA
= PA° - PAS = PA° ( 1 - XA )
= PA° - PAS = PA° * XB
Volatilidad de los componentes

Un Componente no volátil
Esto ocurre cuando la presión de vapor de la sustancia B pura tiende a cero o bien B es una sustancia no volátil. En este caso la presión de vapor de la solución corresponde a la presión de vapor de un sólo componente (A).


Ambos componentes volátiles

Cuando los dos componentes de la solución son volátiles


Aumento del punto de ebullición y decenso del punto de congelación

El descenso de la presión de vapor de la sustancia A actuando como solvente respecto del estado puro tiene consecuencias tanto en el punto de ebullición como en el de congelación de la solución respecto de tales comportamientos,



Como se observa, hay un incremento en la temperatura de ebullición de la solución respecto del liquido puro pues la presión de vapor de la solución alcanza el valor de la presión externa a una temperatura mayor (ascenso del punto de ebullición o ascenso ebulloscópico)

En la izquierda, la curva de presión de vapor del líquido A solvente (PAS) intersecta a la curva de presión de vapor del "solvente" puro sólido a una temperatura menor que la que lo hace la curva de presión de vapor del líquido puro ( PA°).( descenso del punto de congelación o descenso crioscópico)
La propiedad coligativa del descenso crioscópico tiene importantes aplicaciones. En heladerías artesanales, aditivos anticongelantes de los radiadores y desde el punto de vista de la química es la base del Método de Rast de determinación de Pesos Moleculares.



PRESIÓN OSMOTICA

Un fenómeno de flujo sólo de solvente y nada de soluto a través de membranas semipermeables para disminuir gradientes de concentración es de importancia a nivel celular en organismos biológicos por los efectos de presión que se generan y que afectan la estructura.
Los flujos de solvente van acompañados por variaciones positivas o negativas de presión como se señala en el gráfico. La variación de presión se conoce como presión osmótica y se calcula con la expresión que también se indica en el gráfico y que recuerda la ecuación de estado de los gases ideales.

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