Capítulo 1

Soluciones y Coloides.

 

Tabla de contenido

Capítulo 1. 1

Soluciones y Coloides. 1

Concepto de solución. 2

Clases de soluciones. 2

Solvatación. 3

Factores que afectan la solubilidad. 3

Concentración de las soluciones. 4

Unidades físicas de concentración. 4

Unidades químicas de concentración. 4

Propiedades coligativas de las soluciones. 5

Diluciones. 6

Coloides. 7

Características de los coloides. 7

Importancia y clasificación de los coloides. 7

Propiedades de los coloides. 8

 

 

Objetivos:

1.      Identifica el soluto y el disolvente en soluciones específicas.

2.      Explica por qué los términos: soluble e insoluble, miscible e inmiscible, concentrado y diluido son útiles pero poco precisos.

3.      Menciona tres cosas que ocurren cuando una sal se disuelve.

4.      Predice qué tipos de compuestos se disuelven en disolventes específicos.

5.      Describe los equilibrios dinámicos de solubilidad.

6.      Describe los efectos de la temperatura y la presión sobre la solubilidad.

7.      Realiza cálculos con expresiones de concentración y describe los pasos a seguir en la preparación de soluciones.

8.      Describe ejemplos prácticos donde intervengan propiedades coligativas.

9.      Describe las espumas y emulsiones y ofrece ejemplos de ellas.

10.  Describe la ósmosis y la diálisis, e indica las diferencias en las membranas que requiere cada proceso.

 

Concepto de solución.

La solución es una mezcla homogénea formada por dos o más sustancias que reciben el nombre de solvente y soluto.

1.      El solvente es la sustancia que se encuentra en mayor proporción, es decir, es la fase dispersante.  El agua es el solvente más común.

2.      El soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción; constituye la fase dispersa.

 

Clases de soluciones.

Según el estado en que se encuentren, las soluciones pueden ser:

1.      Sólidas como el bronce y todas las aleaciones.  Las aleaciones se hacen mezclando dos o más metales fundidos o un metal con un no-metal.

2.      Líquidas como el agua azucarada.

3.      Gaseosas como el aire.

Tabla 1. Tipos de soluciones.

SOLUCIÓN

EJEMPLO

Gas en gas

Aire

Líquido en gas

Aire húmedo

Sólido en gas

Humo

Gas en líquido

Bebidas gaseosas

Líquido en líquido

Agua de colonia

Sólido en líquido

Agua salada

Líquido en sólido

Arcilla

Sólido en sólido

Aleaciones

 

Según la cantidad de soluto que contienen, pueden ser:

1.      Diluidas o insaturadas si la cantidad de soluto es muy pequeña en relación con la cantidad de solvente.

2.      Saturadas o concentradas si la cantidad de soluto es la máxima que puede disolver el solvente

3.      Sobresaturadas si la cantidad de soluto es mayor de la que puede disolver el solvente a una temperatura dada.  Este tipo de soluciones se consiguen cuando se logra disolver el soluto por encima de su punto de saturación.  Son altamente inestables.

 

Solvatación.

Cuando se forma una solución, las moléculas del solvente envuelven a las del soluto o solutos e impiden que vuelvan a unirse.  Este proceso se llama solvatación, y cuando el solvente es el agua se llama hidratación.

Fundamentalmente, son tres las cosas que deben ocurrir cuando una sal entra en solución:

1.      Es preciso vencer las fuerzas de atracción que mantienen unidos los iones de la sal.  Un ión es un átomo o grupo de átomos con carga eléctrica, ya sea positiva (catión) o negativa (anión).

2.      Es necesario superar las fuerzas de atracción que mantienen unidas a por lo menos una parte de las moléculas de agua.

3.      Las moléculas de soluto y de disolvente deben interactuar; es decir, deben atraerse unas a otras.

 

Factores que afectan la solubilidad.

La solubilidad es la propiedad que tienen las sustancias de poder formar un sistema homogéneo con un solvente. 

Una antigua pero útil regla afirma que lo similar disuelve a lo similar.  Esto significa que los solutos no polares (o muy poco polares) se disuelven mejor en disolventes no polares, y que los solutos de alta polaridad se disuelven mejor en disolventes polares como el agua.

La solubilidad de una sustancia en un determinado solvente se mide por la cantidad máxima de gramos de soluto que pueden disolverse en 100 g de solvente hasta formar una solución saturada, a una temperatura de 25°C.  Si se disuelve cualquier cantidad en exceso da como resultado una solución sobresaturada.

La solubilidad de una sustancia en un solvente depende de varios factores, entre los que se cuentan: la naturaleza del soluto u del solvente, la temperatura y la presión.

1.      Naturaleza del soluto y del solvente.  Se ha comprobado experimentalmente que los solutos polares son solubles en solventes polares y los apolares son solubles en solventes apolares.  De acuerdo con esto, en el agua, que es un solvente polar, se pueden disolver solutos polares como azúcar, alcohol, acetona y sales iónicas; mientras que, la gasolina, que es un solvente apolar, disuelve solutos apolares como el aceite, las resinas y algunos polímeros.

2.      Efecto de la temperatura.  La mayoría de los sólidos aumentan su solubilidad al aumentar su temperatura.  Los solutos gaseosos, por el contrario, disminuyen su solubilidad con el aumento de la temperatura.

3.      Efecto de la presión.  La presión no afecta demasiado la solubilidad de sólidos y líquidos.  Sin embrago, si es muy importante en los gases.  El incremento de la presión produce un aumento de la solubilidad de los gases en los líquidos.

 

Concentración de las soluciones.

La composición de una solución puede variar en cada muestra, por eso las soluciones químicas tienen una composición variable.  Esto nos lleva a deducir que en las soluciones pueden darse diferentes relaciones entre el soluto y el solvente.  Si la cantidad de soluto es relativamente pequeña decimos que la solución es diluida y si por el contrario, es alta, la solución es concentrada.  En términos cuantitativos la relación soluto - solvente o soluto - solución se conoce con el término de concentración.

Para conocer la cantidad de soluto y de solvente se utilizan unidades de concentración, tanto físicas como químicas.

Unidades físicas de concentración.

1.        Porcentaje en masa.  Es la unidad de concentración que expresa la masa del soluto en gramos, por cada    100 g de solución.

2.        Porcentaje en volumen.  Es la forma de medir la concentración referida al volumen de soluto en ml, por cada 100 ml de solución.

3.        Porcentaje masa-volumen.  Corresponde a la masa del soluto en gramos, por cada 100 ml de solución.

4.        Partes por millón (ppm).  Para medir algunas concentraciones muy pequeñas, por ejemplo, las partículas contaminantes que eliminan los carros, se utiliza la unidad de concentración partes por millón (ppm), que significa partes de soluto en un millón de partes de solución.  Para soluciones sólidas se utilizan por lo regular las unidades mg por kg y para soluciones líquidas, mg por l.  La siguiente expresión permite calcular la unidad partes por millón:

ppm = mg de soluto / kg de muestra o bien, ppm = ml de soluto / litros de muestra

Unidades químicas de concentración.

1.        Molaridad.  Es la unidad de concentración que relaciona la cantidad de moles de soluto que hay por litro de solución.  Se representa con la letra M.

2.        Molalidad.  Es la unidad que indica la cantidad de moles de soluto que hay por cada kg (1000 g) de solvente.  Se designa por la letra m.

3.        Normalidad.   Es la unidad que relaciona el número de equivalentes gramo o equivalentes químico de un soluto con la cantidad de solución en litros.  Se representa con la letra N, sus unidades son: equivalentes/litros.

Se determina mediante la expresión:

o bien,

Se llama equivalente gramo o equivalente químico de una sustancia a la masa en gramos de una sustancia que reacciona o que reemplaza a 1 g de hidrógeno.  En los ácidos, el equivalente químico se determina dividiendo la masa molecular del ácido entre el número de hidrógenos que tenga su fórmula.

En las bases, el equivalente químico se calcula dividiendo la masa molecular de la base entre el número de OH-  que tiene, ya que cada OH- reacciona con un H+  para formar agua.

Las sales provienen de reemplazar los hidrógenos del ácido por metales.  Por lo tanto, el equivalente químico de la sal se encuentra dividiendo la masa molecular de la sal entre el número de hidrógenos reemplazados.

4.      Fracción molar (X): Es una unidad de concentración que expresa el número de moles de un componente de la solución, en relación con el número total de moles (de todos los componentes presentes).

 

Propiedades coligativas de las soluciones.

La adición de un soluto a un solvente puro modifica algunas de las propiedades del solvente.  Estas propiedades se llaman propiedades coligativas de las soluciones y dependen únicamente de la concentración del soluto y no de su naturaleza.  Soluciones de igual concentración con solutos muy diferentes se comportan de la misma forma.

1.      Presión de vapor.  Cuando se disuelve un soluto en un solvente líquido, algunas de las partículas del soluto ocupan el espacio de la superficie del líquido de la solución y atraen las partículas del solvente.  De esta manera, la posibilidad de que las partículas del solvente se evaporen, disminuye.

Si el soluto no es volátil, la presión de la solución siempre es menor que la del solvente puro a la misma temperatura.

Cuantitativamente, la disminución de la presión de vapor de las soluciones se expresa por la ley de Raoult, establecida por François Raoult.  Esta ley establece que la presión de vapor de una solución es proporcional a la fracción molar del solvente

(Solución)        (Solvente puro)           (Solvente)

 

Donde:

P es la presión de vapor de la solución.

PA0   es la presión de vapor del solvente puro.

XA es la fracción molar del solvente en la solución.

2.        Punto de fusión y punto de ebullición.  En general, las soluciones presentan puntos de ebullición más altos (aumento ebulloscópico) y puntos de fusión más bajos (descenso crioscópico) que los correspondientes al solvente puro.  La variación que se produce en una solución depende fundamentalmente de la cantidad de soluto que se disuelve, independientemente de cuál sea este soluto.

3.        Osmosis.  En ocasiones es posible separar el soluto y el solvente de una solución utilizando una membrana semipermeable.  Este tipo de membrana permite el paso del solvente pero no deja pasar las moléculas del soluto.

Si ponemos en contacto dos soluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable, se produce el paso de solvente desde la solución más diluida hacia la más concentrada.  Este fenómeno recibe el nombre de ósmosis.  El paso del solvente continúa hasta que ambas soluciones ejercen la misma presión sobre la membrana.  La presión osmótica es una magnitud que permite medir cuál es la presión que una solución ejerce sobre una membrana semipermeable y se define como la presión que es necesario aplicar para medir el flujo de solvente.  El valor de la presión osmótica que ejerce una solución es mayor cuanto mayor sea la concentración de la solución, esto es, cuanto mayor sea el número de moléculas que contenga un cierto volumen de solvente.

 

Diluciones.

En el laboratorio se encuentran reactivos sólidos o en soluciones comerciales muy concentradas, que se deben diluir para diversos fines, lo cual exige disminuir la concentración.  Al diluir el volumen del solvente, aumenta el de la solución, mientras que el número total de moles o de moléculas del soluto permanece igual.  Esto significa que el número de moléculas o de moles del soluto al principio y al final, es el mismo.

Recordemos que:

Moralidad (M) = moles de soluto / volumen de solución

Despejamos:

M x Volumen (litros) = número de moles de soluto

Como el número inicial de moles debe ser igual al número de moles al final, entonces:

M1 x V1 = M2 x V2

 

Coloides.

Los coloides son una transición entre las mezclas heterogéneas y las soluciones o mezclas homogéneas.  Están formados por una sustancia que se encuentra en menor concentración, llamada fase dispersa o medio disperso y el medio donde se encuentra ésta sustancia, llamado fase dispersante o medio dispersante.  La fase dispersa es insoluble en la fase dispersante.

Características de los coloides.

§  Están formados por dos fases, pero éstas no se pueden observar a simple vista.

§  Aún cuando se dejen en reposo las partículas no se sedimentan.

§  Son translúcidos y no se pueden separar por filtración.

Importancia y clasificación de los coloides.

Los coloides se encuentran en los organismos vivos y   también son producidos artificialmente.

Los coloides se pueden clasificar de acuerdo con el estado físico de la fase dispersa y la fase dispersante.

Tabla 2. Clasificación de los coloides de acuerdo con el estado físico.

Fase dispersa

Fase dispersante

Nombre

Ejemplos

Sólido

Líquido

Sol

Oro en agua, gelatina

Líquido

Líquido

Emulsión

Crema, mayonesa

Gas

Líquido

Espuma

Burbujas, merengue

Sólido

Sólido

Sol sólido

Rubíes

Liquido

Sólido

Espuma sólida

Ópalo

Gas

Sólido

Emulsión sólida

Malvaviscos

Sólido

Gas

Aerosol sólido

Humo

Líquido

Gas

Aerosol líquido

Nubes

 

Propiedades de los coloides.

§  Movimiento Browniano.  Al observar un coloide por medio del microscopio electrónico, se ve que las partículas del coloide presentan un movimiento rápido, caótico y continuo.  Esta actividad se denomina movimiento Browniano y se debe al choque de las partículas del medio disperso o fase dispersa, con las partículas de la fase o medio dispersante.

§  Efecto Tyndall.  Cuando la luz atraviesa una dispersión coloidal, las partículas del coloide difractan la luz.  Esto no ocurre con una solución verdadera.  Cuando se envía el rayo de luz a través del coloide y el observador se coloca en ángulo recto con relación al rayo de luz, aprecia que la luz se refleja en la superficie de las partículas, debido a que éstas son lo suficientemente grandes para dispersar la luz.  Este fenómeno se conoce como efecto Tyndall.

§  Carga eléctrica.  Las partículas de las dispersiones coloidales también reciben el nombre de micelas.  Las micelas presentan carga eléctrica positiva o negativa y se trasladan al polo negativo (anaforesis) o positivo (cataforesis), respectivamente, de una corriente continua que atraviesa la dispersión coloidal.  El fenómeno recibe el nombre de electroforesis.  Como las partículas con cargas iguales se repelen, la repulsión evita que las partículas se unan, adquiriendo la masa suficiente para sedimentarse y así el sistema coloidal permanece estable.