II. SISTEMAS DISPERSOS Objetivo: Comparará los diferentes tipos de dispersiones identificando
sus propiedades principales, cuantificando la concentración de una disolución, y con una actitud crítica valorará la importancia de estos sistemas en la naturaleza y en los seres vivos. 1. Generalidades de soluciones 1.1 Características de las soluciones
Las soluciones son mezclas homogéneas, formadas por soluto y solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve disuelve,, y el solvente es la sustancia que disuelve al soluto. Generalmente el soluto se encuentra en menor cantidad. Las características de las soluciones son: El soluto disuelto tiene tamaño molecular o iónico. iónico . colorida . Puede ser incolora o colorida. El soluto permanece distribuido uniformemente en la solución y no se sedimenta con el tiempo. Generalmente, el soluto puede separarse del solvente por medios físicos, por ejemplo: evaporación, destilación, etc. Los componentes de las soluciones conservan sus propiedades individuales. Las sustancias que forman una solución pueden estar como átomos,, iones o moléculas por ejemplo: átomos
Átomos
Los metales al formar una aleación.
Iones
La mayoría de las sales al disolverse en agua.
Moléculas
Sustancia covalentes solubles en agua como el alcohol.
1
1.2. Tipos de soluciones
Cuando el estado físico de soluto y solvente es diferente, el solvente conserva su estado físico , ya que el soluto se disuelve en él y la solución tiene el estado físico del solvente . Las soluciones más comunes son acuosas, o sea que el solvente es el agua. El estado de soluto y solvente puede ser cualquiera: sólido, líquido o gaseoso. Algunos ejemplos se muestran en la siguiente tabla. Soluto
Solvente
Solución
Ejemplo
Gas Gas Líquido
Gas Líquido Líquido
Gas Líquido Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido Sólido
Líquido Sólido
Líquido Sólido
Aire (O2 en N2) Refrescos (CO 2 en agua) Vino (etanol en agua) Empastes dentales (Hg líq. en plata sólida) Salmuera (NaCl en agua) Acero (carbono en hierro)
1.3 Solubilidad
La solubilidad es una medida de la cantidad de soluto que se pude disolver en una determinada cantidad de solvente en condiciones específicas. Por ejemplo, la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) es de 36.0 gramos por cada 100 g de agua a 20°C. La solubilidad depende de varios factores que son: Propiedades de soluto y solvente Temperatura Presión
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1.2. Tipos de soluciones
Cuando el estado físico de soluto y solvente es diferente, el solvente conserva su estado físico , ya que el soluto se disuelve en él y la solución tiene el estado físico del solvente . Las soluciones más comunes son acuosas, o sea que el solvente es el agua. El estado de soluto y solvente puede ser cualquiera: sólido, líquido o gaseoso. Algunos ejemplos se muestran en la siguiente tabla. Soluto
Solvente
Solución
Ejemplo
Gas Gas Líquido
Gas Líquido Líquido
Gas Líquido Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido Sólido
Líquido Sólido
Líquido Sólido
Aire (O2 en N2) Refrescos (CO 2 en agua) Vino (etanol en agua) Empastes dentales (Hg líq. en plata sólida) Salmuera (NaCl en agua) Acero (carbono en hierro)
1.3 Solubilidad
La solubilidad es una medida de la cantidad de soluto que se pude disolver en una determinada cantidad de solvente en condiciones específicas. Por ejemplo, la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) es de 36.0 gramos por cada 100 g de agua a 20°C. La solubilidad depende de varios factores que son: Propiedades de soluto y solvente Temperatura Presión
2
Propiedades de soluto y solvente .- Para que un soluto pueda
disolverse en un solvente determinado, las características de ambos son muy importantes. Por ejemplo, el agua disuelve la mayoría de las sales, que generalmente son compuestos iónicos. iónico s. Cuando éstos compuestos se disuelven en agua, los iones que forman la sal se separan y son rodeados por molécula de agua.
El agua es una molécula polar, así la parte positiva del agua (los hidrógenos) rodea a los iones negativos y la parte negativa (el oxígeno) a los iones positivos.
Ejemplo: En el caso del cloruro de sodio (NaCl): los iones Na 1+ son rodeados por el oxígeno de las moléculas del agua, mientras que los iones Cl1– son rodeados por los hidrógenos de las moléculas de agua.
En cambio las sustancias no polares, son solubles en solventes no polares como benceno, tetracloruro de carbono, cloroformo, hexano, etc. A pesar de esto hay sustancias covalentes que son solubles en agua como es el caso de la sacarosa (azúcar de mesa), el metanol y la metilamina entre otras. Estas moléculas contienen átomos de oxígeno o de nitrógeno que participan en la formación de puentes de hidrógeno, hidrógeno , lo que explica su solubilidad en agua. 3
Daub, G.W. y Seese, W.S. Química . 7a. ed.,, México Pearson, 1996
Temperatura.-
La solubilidad de un gas en un líquido disminuye cuando aumenta la temperatura. Ejemplo: La solubilidad del oxígeno es de 4.89 ml en 100 ml de agua a 0°C, pero a 50°C esta solubilidad disminuye a 2.46 ml en 100 ml de agua. Las personas que pescan en los lagos, saben que conforme hace más calor, los peces se alejan de la orilla. El sol calienta el agua que esta en la orilla lo cual disminuye la solubilidad del oxígeno en el agua; el pez se aleja de la orilla buscando aguas más profundas y frías. 4
www.ualberta.ca/~gdegreef/ gallery/blueram2.jpg
La solubilidad de líquidos y sólidos en líquidos por lo general aumenta cuando la temperatura se incrementa . Pero, hay algunas excepciones. En la siguiente gráfica podemos observar que la solubilidad del KCl (cloruro de potasio) y del KNO 3 (nitrato de potasio) aumenta al incrementarse la temperatura, pero la del NaCl (cloruro de sodio) permanece casi constante y la del CaCrO 4 (cromato de calcio) disminuye.
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Daub, G.W. y Seese, W.S. Química . 7a. ed.,, México Pearson, 1996
Presión.-
La presión solo tiene efectos sensibles sobre soluciones formadas por un gas y un líquido. Las soluciones que contienen gases disueltos en agua son comunes, por ejemplo: refrescos (CO 2 disuelto en agua), aire disuelto en aguas marinas y continentales El aumento de la presión favorece la solubilidad de un gas en un líquido y de igual forma si disminuye la presión, la solubilidad del gas decrece . Por ejemplo, los refrescos se embotellan a presión mayor que la atmosférica, por eso al agitarlos y destaparlos es común que se desborde, ya que al abrirlos la presión disminuye igualándose a la atmosférica. 6
2. Concentración cualitativa
La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto disuelta en determinada cantidad de solvente o de solución. 2.1 Solución diluida y concentrada
Estos términos, representan una relación entre soluto y solvente , sin usar cantidades específicas de soluto y solvente. Una solución diluida es aquella que tiene una cantidad de soluto disuelto relativamente pequeña. La concentrada en cambio es una solución que contiene cantidades relativamente grandes de soluto disuelto. 2.2 Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas
.Solución saturada: Contiene tanto soluto como puede disolverse en el solvente, utilizando medios normales La velocidad de disolución es igual a la velocidad de cristalización. Por tanto, si se añade más soluto este se disolverá, pero al mismo tiempo, parte del soluto que estaba disuelto se cristalizará. Solución sobresaturada.- Es aquella en la que la concentración de soluto es mayor que la de una solución saturada. Esta solución es inestable y cualquier cambio por pequeño que sea, provocará que el exceso de soluto se cristalice, separándose de la solución.. La miel es un ejemplo de una solución sobresaturada de azúcar. Solución insaturada.- Es aquella en la que la concentración del soluto es menor que la concentración de una solución saturada, bajo las mismas condiciones. La velocidad de disolución del soluto no disuelto, es mayor que la velocidad de cristalización del soluto disuelto.
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A continuación se muestra una tabla que resumen estos tipos de soluciones: Solución saturada Solución sobresaturada Solución insaturada (no saturada)
Velocidad de disolución = velocidad de cristalización Velocidad de disolución < velocidad de cristalización Velocidad de disolución > velocidad de cristalización
3. Concentración cuantitativa de soluciones
Las expresiones cuantitativas de la concentración de una solución expresan cantidades específicas de soluto y solvente., En la mayoría de los casos se manejan soluciones acuosas, en las cuales, el solvente es agua, pero esto no es ninguna regla general. 3.1 Porcentaje en masa
La expresión representa el porcentaje de soluto en una determinada masa de solvente. La fórmula para calcular el porcentaje en peso es:
La masa de la solución es igual a la suma de la masa de soluto más la masa del solvente. masa solución = masa soluto + masa de solvente
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El porcentaje en masa, es una medida de concentración es independiente del soluto del que se trate. Ejemplos 1. Calcule el porcentaje en masa de K 2SO4 (sulfato de potasio) en una
solución preparada disolviendo 30 g de K 2SO4 en 715.0 g de agua. PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando el soluto, solvente o solución. % en masa =? 30 g K2SO4
soluto
715 g H2O
solvente
PASO # 2
Identificar de acuerdo al dato solicitado, si es necesario o no despejar de la fórmula. Para calcular el porcentaje en masa, no es necesario despejar la fórmula. PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula . Primero calcular la masa de la solución sumando la del soluto y la del solvente para después aplicar la fórmula del porcentaje en masa.
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2. ¿Cuántos gramos de HNO 3 (ácido nítrico) es necesario disolver
para preparar 375 g de solución al 17.3% en masa? PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución. gramos de HNO3 = ?
soluto
374 g de solución 17.3% en masa PASO # 2
Identificar si es necesario o no despejar de la fórmula. Puesto que es necesario despejar la fórmula: %
en masa =
gramos de soluto gramos de solucón
x 100
Dividendo en ambos miembros entre 100 y multiplicando en ambos miembros por los gramos de solución:
10
PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula.
gramos de soluto = 64.70 g HNO 3 3. ¿Cuántos gramos de solución al 12.7% en masa pueden prepararse
a partir de 55.0 g de H 2SO4 (ácido sulfúrico)? PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución. gramos de solución = ? 55.0 g de H2SO4
soluto
12.7% en masa PASO # 2
Identificar si es necesario o no despejar de la fórmula. Es necesario despejar la fórmula: %
en masa =
gramos de soluto gramos de solucón
x 100
11
Los gramos de solución están en el denominador de la fórmula, por lo tanto para hacer el despeje debemos multiplicar ambos miembros por la masa de solución.
Dividimos ambos miembros entre el % en masa y la ecuación queda de la siguiente forma:
gramos de solución
=
(gramos de soluto) (100) % en masa
PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y realizar las operaciones.
La respuesta es : 433.07 g de solución EJERCICIO 2.1 Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno detallando claramente sus procedimientos.
1.- Calcule el porcentaje en masa de una muestra que contiene 7.25 g de NaCl (cloruro de sodio) en 75.5 g de solución. 2.- Calcule el porcentaje en masa de una solución que contiene disueltos 150 g de Ca(NO3)2 en 825 g de agua. 3- ¿Cuántos gramos de KNO3 (nitrato de potasio) deben disolverse para prepara 580 g de solución al 45.2% den masa? 12
4.- ¿Cuántos gramos de solución al 12.17% en masa pueden prepararse a partir de 5.25 g de Ca3(PO4)2 (fosfato de calcio)? 5.- Una disolución de carbonato de sodio (Na2CO3) contiene 10.5 g del soluto disueltos en 420 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje en masa de la solución? 3.2 Partes por millón
Esta medida de concentración expresa las partes de masa de soluto por 1 000 000 de partes de masa de solución , lo cual puede expresarse como mg/. La fórmula es:
Las partes por millón se utilizan para describir la concentración de soluciones muy diluidas, por ejemplo en preparaciones biológicas o en análisis de muestras de agua. Es muy importante señalar que en esta medida de concentración, por tratarse de soluciones muy diluidas, casi siempre se considera la densidad de la solución igual a la del agua . No quiere decir que el agua sea la solución, el agua siempre es solvente, es solo una consideración por lo diluidas que están las muestras. Ejemplos: 1. Calcule las partes por millón de una solución acuosa que contiene 335 mg de iones sodio (Na +) en 750 ml de una muestra de agua. PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución.
13
ppm = ? 335 mg Na+ 750 ml de agua
soluto solución
Como la solución es muy diluida, la densidad es 1.00 g/ml, por tanto 1 ml de la muestra tiene una masa de un gramo y: 750 ml de la solución diluida = 750 g de la solución diluida PASO # 2
Identificar de acuerdo al dato solicitado, si es necesario o no despejar de la fórmula. En este caso no es necesario despejar . PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y realizar las operaciones. Es importante antes de sustituir los datos revisar si la unidades de masa del soluto y de la solución son las mismas. La cantidad de soluto es 355 mg y de la solución 750 g. Convertimos los gramos de solución a miligramos, introduciendo un factor de conversión: 1 g = 1000 mg
473.33 ppm de Na + 2. ¿Cuántos miligramos de ion cloruro (Cl –) hay en 1.25 litros de una
muestra de agua que tiene 17 ppm de ion cloruro? 14
PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución. 17 ppm ? mg Cl – 1.25 de agua
soluto solución
PASO # 2
Al revisar la fórmula, se observa que es necesario despejar la masa de soluto que es lo que nos piden. Para el despeje dividimos ambos miembros entre 1x10 6 y multiplicamos ambos miembros por la masa de solución. PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y realizar las operaciones. Tenemos que convertir los 1.25 litros de la muestra a mg. Como la densidad es 1 g/ ml, primero convertimos de mL a litros.
En base a la densidad: Sugerencia: Cuando manejamos números muy pequeños o muy grandes como en este caso, es muy convenirte utilizar potencias de 10. Convertimos los gramos a miligramos.
15
1000 mg =1.25 x 106 mg de solución 1.25 x 103 g 1g
Sustituimos los datos en el despeje del paso 2 masa de soluto =
(ppm) (masa de solución) 1000 000
(17 ppm) 1.25x106 mg solución
masa de soluto =
3. Una muestra de agua de mar de 500 ml contiene 2.7 x 10-3 mg de
iones Ag1+¿Cuál es la concentración de la muestra en ppm? (Suponga que la densidad de la muestra muy diluida de agua es de 1.0 g/ml) PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución. ? ppm 2.7 x 10-3 mg Ag1+ 500 ml de agua
soluto solución
PASO # 2
Identificar si es necesario despejar la fórmula. En este caso no es necesario el despeje.
ppm =
masa de soluto 6 1x10 masa de solución
16
PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y realizar las operaciones. Antes de sustituir tenemos que convertir para manejar la misma unidad de masa. Podemos convertir los miligramos de soluto a gramos, o bien los gramos de solución a miligramos. En este caso se muestra la conversión de los miligramos de soluto a gramos: 1 g 1000mg
2.7 x 10 −3 mg
ppm =
=
2.7 x 10 - 6 g
2.7 x 10 −6 g (100) 500 g
La respuesta es:
EJERCICIO 2.2
Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno, detallando claramente sus procedimientos. 1.-¿Cuántas partes por millón tiene una muestra de 450 ml de agua que contiene 3.15 mg de Ag1 ? +
2.- Calcule los miligramos de iones sulfuro (S2 ) que contiene una muestra de 825 ml de agua si tiene 420 ppm de iones S2 ? −
−
3.- ¿Cuántos miligramos de iones bromuro ( Br 1 agua que tiene 300 ppm de iones bromuro?
−
)
están disueltos en 2.50 litros de
4.- Calcule las partes por millón Al 3 (iones aluminio) de una muestra de 1.5 litros de agua que contiene 0.130 g de Al3+? +
17
3.3. Molaridad (M)
La molaridad es el número de moles contenidos en un litro de solución. Su fórmula es:
Una solución 1 M, (uno molar), contiene un mol de soluto por cada litro de solución. Las unidades de la molaridad son mol/L. La palabra mol no debe abreviarse. Ejemplos: 1. Calcule la molaridad de 825 ml de una solución que contiene disueltos 13.4 g de CaCO 3. PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución. ?M 825 mL de 13.4 g CaCO3
solución soluto
PASO # 2
Identificar si es necesario despejar de la fórmula. En este caso no es necesario despejar.
PASO # 3 18
Revisamos en la fórmula que datos tenemos y cuáles debemos calcular para poder aplicarla. En este caso de acuerdo con la fórmula es necesarios convertir los 13.4 g de CaCO 3 a moles y los 825 ml de solución a litros. Para establecer el factor de conversión de gramos a moles, calculamos la masa molecular del soluto, el CaCO 3. Ca 1 x 40.08 = 40.08 C 1 x 12.01 = 12.01 O 3 x 16.00 = 48.00 + 100.09 g Factor de conversión-gramos-moles
Factor de conversión mililitros-litros
PASO # 4
Sustituimos los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y realizar las operaciones. Verificamos que la unidad que se obtengan sean las requeridas en caso contrario introductor un factor de conversión adecuado.
M = 0.16 mol/ 19
El resultado es mol/ y no es necesario convertir. 2. ¿Cuántos gramos de Co 2(SO4)3 (sulfato de cobalto
)
son
necesarios para preparar 725 ml de solución 0.25 M). PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución. ? g de Co2(SO4)3 725 mL de
soluto
solución
M = 0.25 mol/ PASO # 2
Identificar si es necesario despejar de la fórmula. En este caso es necesario despejar.
PASO # 3
Revisamos en la fórmula que datos tenemos y cuáles debemos calcular para poder aplicarla. Convertir los 725 ml de solución a litros.
Aplicamos la fórmula despejada:
20
mol soluto = 0.181 mol Calculamos la masa molecular del soluto para convertir las moles a gramos: Co 2 x 58.93 = 117.86 S 3 x 32.06 = 96.18 O 12 x 16 = 192 + 406.04 406.04 g 0.181 mol Co2 (SO 4 )3 = 73.49 g 1 mol
La respuesta es: 73.49 g de Co2(SO4)3 3. ¿Cuántos mililitros de solución 0.57 molar pueden prepararse a
partir de 15.3 g de HCl? PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o solución. 0.57 M
Medida de concentración
15.3 g HCl
soluto
? L = solución PASO # 2
Identificamos si es necesario o no despejar la fórmula. Es necesario despejar: Como la variable está en el denominador, primero multiplicamos ambos miembros de la ecuación por litros de solución para que éstos queden ubicados en el numerador.. Así, 21
podemos terminar de despejar: dividiendo ambos miembros entre la molaridad (M).
PASO # 3
Revisar en la fórmula despejada que datos tenemos y cuáles debemos calcular para poder aplicarla. Calculamos las moles de soluto. Peso molecular del HCl H 1 x 1.01 = 1.01 Cl 1 x 35.45 = 35.45 + 36.46 g Factor de conversión:
PASO # 4
Sustituimos los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula despejada y realizamos las operaciones. Verificamos que la unidad que se obtiene sea la requerida, en caso contrario introductor un factor de conversión adecuado.
22
de solución = 0.737
Introducimos un factor de conversión para obtener mililitros:
737 m de solución Ejercicio.1. ¿Cuántos gramos de NaOH (hidróxido de sodio) son necesarios
para preparar 500 ml de solución 0.20 molar? gramos NaOH = ? 500 ml solución M = 0.20 mol/
concentración
Los gramos de soluto están relacionados con las moles mediante el peso molecular, por lo que las despejamos de la ecuación.
Antes de sustituir en la ecuación despejada, convertir los mililitros de solución a litros.
23
Mol soluto = (0.20 mol/ ) (0.5 ) Mol soluto = 0.10 mol NaOH Finalmente, calcular la masa molecular del soluto para convertir a gramos. Factor de conversión de moles a gramos Masa molecular del NaOH Na 1 x 22.99 = 22.99 O 1 x 16.00 = 16.00 H 1 x 1.01 = 1.01 + 40.00 g
4.00 g NaOH 2. ¿Cuántos gramos de solución de Na 2Cr2O7 (dicromato de sodio) al
27.8% en masa, pueden preparase a partir de 13.5 g del soluto? 27.8% en masa concentración 13.5 g Na 2Cr2O7 gramos de soluto gramos de solución = ? La fórmula del porcentaje en masa es: Insertar imagen 2-35
24
Despejamos la masa de solución. Multiplicando ambos miembros de la ecuación por la masa de solución para que quede en el numerador del otro miembro.
Ahora dividimos ambos miembros entre el % en masa:
Sustituimos los dados:
masa de solución =
48.56 g de solución
3. Calcule cuántos miligramos de soluto están disuelto en 9.80 litros de
agua del océano que tiene 65 ppm de iones estroncio (Sr 2+). Miligramos de soluto = ? 9.80 litros de solución 65 pp concentración La fórmula de la ppm es:
Despejamos la masa de soluto multiplicando ambos miembros por la masa de solución y dividiendo entre 1 000 000.
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Antes de sustituir en la fórmula calculamos la masa de la solución. Primero convertimos los litros a mililitros
Consideramos la densidad de la solución igual a 1.00 g/m , por lo tanto 9800 m =9800 g. Es conveniente convertir la masa de solución a miligramos para que la respuesta sea en esas unidades.
masa de soluto =
(65 ppm) (9.80 x 10 6 mg) 1 x 10 6
637 mg de Sr 2+ EJERCICIO 2.3
Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno, detallando claramente sus procedimientos. Reporte sus resultados redondeando con dos decimales. Utilice las masas atómicas redondeadas con dos decimales. 1.- Calcule la molaridad de 870 ml de una solución que contiene disueltos 123 g de CaSO4 (sulfato de calco)? 2.- ¿Cuántos gramos de KOH (hidróxido de potasio) se requieren parar preparar 560 ml de una solución 0.77 molar? 3.- ¿Cuántos mililitros de solución0.50 M pueden prepararse a partir de 79.0 g de H2CO3 (ácido carbónico)? 4.- Una solución se preparó disolviendo 120 g de HCl (ácido clorhídrico) en 1500 ml de solución. ¿Cuál es la concentración molar del ácido?
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EJERCICIO 2.4
Ejercicio de integración Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Reporte sus resultados redondeados con 2 decimales. Se proporcionan las respuestas para que usted corrobore sus resultados. 1) Calcule las partes por millón de 450 ml de agua del océano que contiene 2.70 mg de oro (Au 1+). 2) ¿Cuántos gramos de Al 2(SO4)3 (sulfato de aluminio) son necesarios para preparar 875 ml de solución 0.67 molar? 3) Calcule los gramos de solución al 9.10% en masa que pueden prepararse a partir de 4.00 g de KI (yoduro de potasio). 4) ¿Cuantos mililitros de solución 0.5 M pueden preparase a partir de 11.7 g de KNO 3 (nitrato de potasio)? TAREA 2.1
Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus procedimientos. Envíe sus respuestas al correo electrónico de su profesor y entregue su hoja de procedimientos en la próxima sesión. Reporte sus resultados redondeando con dos decimales. 1.- ¿Cuántos mililitros de solución 0.80 molar pueden prepararse a partir de 17.3 g de MgSO 4 (sulfato de magnesio)? 2.-Calcule las partes por millón de una muestra de 725 ml de agua que contiene 130 mg de iones K +. 3.- ¿Cuántos gramos de AlCl 3 (cloruro de aluminio) son necesarios para preparar 530 g de una solución al 12.7% en masa? 4.- ¿Cuántos gramos de H 2SO4 (ácido sulfúrico) son necesarios para preparar 870 ml de solución 0.75 molar? 27
4. Propiedades coligativas .
Las propiedades coligativas son aquellas que dependen solamente del número de partículas de soluto presentes en una solución, sin importar el tipo de soluto disuelto. Los efectos de las propiedades coligativas dependen del número de moléculas disueltas, a mayor concentración mayor será el efecto de las propiedades coligativas. Tres de las propiedades coligativa son: Depresión del punto de congelación Aumento del punto de ebullición Disminución de la presión de vapor . Las propiedades coligativas se pueden explicar en base a la presión de vapor, la cual depende de la tendencia de las moléculas de un líquido a separarse de él. Cuando un soluto sólido comparte espacio con un solvente líquido en una solución, generalmente existe una fuerte de atracción entre ellos. La presencia de las moléculas de soluto no volátil dificulta el paso del disolvente a la fase de vapor. Por tanto la presión de vapor de la solución es menor que la del líquido puro.
28
Garritz, A., Chamizo, J.A . Química . Estados Unidos de América, Addison Wesley Iberoamericana, 1994.
La disminución de la presión de vapor es la razón por la cual las soluciones hierven a temperaturas mayores que el soluto y se congelan a temperaturas menores que el solvente. Ejemplos: Una solución 1.0 molar de azúcar hierve a 100.52°C, mientras que el agua pura hierve a 100.0°C a 1 atm. Una solución 1.0 molar de azúcar se congela a -1.86°C mientras que el agua pura se congela a 0°C a 1 atm. La identidad del soluto en las propiedades coligativas no afecta, pero su efecto es mayor si el soluto es iónico que si es covalente. Por ejemplo: En la solución 1M de azúcar (sacarosa) cada partícula de soluto es una molécula de azúcar y hay 6.022 x 1023 moléculas de sacarosa. En cambio en una solución 1 M de NaCl (cloruro de sodio) cada unidad consta de un ion Na + y un ion Cl - que al disolverse se separan y por tanto hay 6.022 x 1023 iones sodio (Na+) más 29
6.022 x 1023 iones cloruro (Cl-), por lo tanto en la solución hay 1.204 x 1024 partículas de soluto. El CaCl2 (cloruro de calcio)
produciría 1.806 x 10 24 iones. Algunas aplicaciones de las propiedades coligativas son: Se utilizan mezclas de NaCl y CaCl 2 en las calles y caminos 1. nevados, ya que al tener la solución punto de congelación menor de 0°C, el hielo y la nieve se derriten.
El uso de mezclas de hielo y sal para alcanzar bajas temperaturas en la preparación casera de helados. 2.
canales.laverdad.es/ gastronomia/producto1.html 30
5. Coloides y suspensiones
Hemos visto como al disolver azúcar en agua, se forma una solución, en la cual no pueden apreciarse a simple vista sus componentes. Si mezclamos arena y agua, al agitarla parece que se han mezclado, pero al dejarla en reposo la arena se sedimenta y tenemos una mezcla heterogénea en la cual distinguimos sus componentes. Esta mezcla se conoce como suspensión. Hay un tipo de dispersión que podríamos decir que es intermedio entre las soluciones y las suspensiones. Estos sistemas dispersos son los coloides. En un coloide, las partículas dispersas son mucho mayores que las partículas de soluto en una solución. El tamaño de las partículas coloidales va desde 1 nanómetro (nm) hasta 100 nm. Es importante recordar que un 1 nm = 10 -9 m. Hay ocho tipos diferentes de coloides que se clasifican de acuerdo al estado físico de la fase dispersa (partículas) y la fase dispersante, que vendría a ser análoga al solvente de las soluciones . 5.1Tipos de coloides.Tipo
Partículas dispersa
Medio dispersante
Espuma
Gaseosa
Líquida
Espuma sólida
Gaseosa
Sólida
Aerosol líquido
Líquida
Gaseosa
Emulsión
Líquida
Líquida
Gel
Líquida
Sólida
Ejemplo
Crema de afeitar Espuma de jabón, bombones Niebla, nubes Leche, mantequilla, mayonesa Gelatina, gel para el cabello 31
Tipo
Partículas dispersa
Medio dispersante
Aerosol sólido
Sólida
Gaseosa
Sol
Sólida
Líquida
Sól sólido
Sólida
Sólida
Ejemplo
Polvo fino, humo Jaleas, tinta china Gemas como rubí, zafiro, turquesa, etc.
Propiedades de los coloides.
Efecto Tyndall: Al hacer pasar un rayo de luz a través de una
dispersión coloidal, el rayo de luz se ve en forma clara y nítida al atravesar el coloide, fenómeno que no sucede en una solución. Este efecto se debe a que las partículas coloidales son los suficientemente grandes como para dispersar la luz. Esto podemos apreciarlo en la luz de los faros que atraviesan la niebla para guiar a los barcos.
La trayectoria de luz del faro se hace visible debido a las partículas coloidales de agua dispersas en el aire. 32
Movimiento browniano: Cuando se observa un coloide con un
microscopio que utiliza una luz intensa enfocada en ángulo recto hacia el coloide, se observa que las partículas dispersas se mueven al azar en el medio dispersante. Este movimiento se debe a que las partículas dispersas son bombardeadas por el medio dispersante; lo que en realidad de ve son los reflejos de las partículas coloidales, ya que su tamaño permite reflejar la luz. En una solución, las partículas de soluto y solvente también están en constante movimiento, pero esto no es visible. Este movimiento de las partículas es el que impide que éstas se sedimenten cuando el coloide se deja en reposo. A esta característica se le conoce como movimiento Browniano en honor del botánico inglés Roberto Brown (1773-1858) quien fue el primero en estudiar este efecto.
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Efecto de carga eléctrica .- Una partícula coloidal puede
adsorber partículas con carga eléctrica (iones) en su superficie. La adsorción significa adherir moléculas o iones sobre una superficie. Las partículas con carga eléctrica adsorbidas sobre la superficie de alguna clase de partícula coloidal, pueden ser positivas o negativas. Todas las partículas coloidales de determinada clase, tendrán los mismos signos de carga en exceso. Si un coloide con una carga entra en contacto con un coloide con otra carga, o con un ion de carga opuesta, las partículas coloidales dispersas se precipitan y se separan del medio dispersante. Este efecto de coagulación de los coloides con una carga eléctrica se utiliza para eliminar partículas suspendidas de los gases que salen por las chimeneas industriales. Esta propiedad está muy relacionada con la extensa área superficial que presentan partículas muy pequeñas. “Por esto, el carbón es muy efectivo en la adsorción selectiva de moléculas polares de algunos gases venenosos y por ello se utilizan en máscaras “antigas”. Hein, M. y Arena S. Fundamentos de Química. 10ª. Edición. México, Thomson Editores, 2001.
5.3 Suspensiones
Las suspensiones, son disoluciones en las cuales el tamaño de sus partículas es mayor de 100 nm , razón por la cual se sedimentan en reposo, por lo tanto, las suspensiones son mezclas heterogéneas distinguiéndose dos fases diferentes. Muchos jarabes medicinales son suspensiones, por lo que deben agitase antes de administrarse.
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