Soluciones y solubilidad en sistemas acuosos

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Soluciones y solubilidad

en sistemas acuosos

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Las figuras son sólo de carácter ilustrativo. El lí-quido de la izquierda se evapora totalmente debi-do a que sus moléculas pueden escapar fácil-mente del recipiente. A la derecha se representa un equilibrio dinámico entre las moléculas que pasan de líquido a vapor y las que lo hacen en sentido opuesto.

Material rec opilado y redac tado por J uan Pablo Colotta.

Soluciones y solubilidad en sistemas acuosos

Fuentes bibliográficas1 Prof. Juan Pablo Colotta

El estado líquido

Las moléculas que constituyen un líquido se mueven, chocando entre ellas y con las paredes del reci-piente que las contiene, lo que explica la falta de forma propia, la ausencia de dureza y la presión que ejercen sobre las paredes del recinto. Las fuerzas de cohesión entre las moléculas producen una

resis-tencia interna al desplazamiento relativo de las mismas, que se conoce con el nombre de viscosidad.

Algunas moléculas son capaces de vencer las fuerzas de cohesión y pasar al estado de vapor, fenómeno

conocido como evaporación. La energía cinética de las moléculas aumenta con la temperatura y en

con-secuencia aumenta la evaporación del líquido.

La pérdida de las moléculas más energéticas en un líquido por evaporación reduce la energía cinética media de las moléculas restantes y por lo tanto la temperatura del líquido baja. Esta es la causa del efecto refrigerante que se siente cuando se permite que un líquido como el alcohol etílico se evapore sobre la piel. La cantidad de calor que se necesita para evaporar una cantidad fija de un líquido a temperatura

constante se denomina calor de vaporización y se suele expresar en calorías por gramo o Kcal por mol.

Al evaporarse, las moléculas provocan sobre la superficie del líquido una presión que es correspondiente

al estado gaseoso que adoptan. Esta presión se denomina presión de vapor y depende de la

temperatu-ra. Cuando un líquido genera una gran presión de vapor a temperatura ambiente decimos que es muy

vo-látil, porque se evapora fácilmente.

Cuando la presión de vapor de un líquido se iguala con la presión atmosférica el líquido hierve. Es decir, un líquido hierve a la temperatura para la que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica.

Aunque la presión de vapor depende tan sólo de la naturaleza del líquido y de la temperatura y es inde-pendiente de las cantidades de líquido y de vapor, la velocidad con la que un líquido se evapora depende fundamentalmente de tres factores:

● Área de superficie del líquido: cuanto mayor sea ésta tanto más rápido será su evaporación.

● Temperatura del líquido y del aire que está sobre el: a mayor temperatura más rápida es la evaporación. ● Movimiento del aire por encima de la superficie líquida: las corrientes de aire, al arrastrar el vapor de

en-mcima de la superficie del líquido, disminuyen o impiden su condensación y la cantidad de líquido que se

mvaporiza en cada momento es mayor.

Tensión superficial:

Las fuerzas intermoleculares son también responsables del comportamiento especial de la superficie de los

líqui-dos. Una molécula del interior de un líquido está rodeada completamente de otras moléculas y es por lo tanto atraída en todas direcciones con la misma intensidad, pero una molécula de la superficie del líquido es atraída por las culas situadas dentro del líquido, dando lugar a una fuerza resultante dirigida hacia abajo que tiende a llevar la molé-cula superficial dentro de la masa del cuerpo y, como consecuencia, a reducir a un mínimo la superficie de un líqui-do, el cual se comporta como si estuviese envuelto en una membrana elástica. Esta tensión superficial es la causa de la resistencia que ofrecen los líquidos a la ruptura de su superficie, como por ejemplo la formación de gotitas o la

forma curva del menisco cuando ascienden por los tubos capilares.

Cuando se añade jabón al agua, las moléculas de agua se ven sometidas a una fuerte interacción con las del

ja-bón, y como consecuencia, se reduce la tensión superficial del agua.

1 Se citan en la página 8.

Actualización 03-2018

Líquido

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Prof. Juan Pablo Colotta

SOLUCIONES

Una solución está formada por dos o más sustancias que, al homogeneizarse, confieren al producto re-sultante propiedades que no necesariamente coinciden con la de sus componentes. Así, si añadimos sal al agua, se obtiene una solución que solidifica a una temperatura distinta a la del agua y a la de la sal.

Se denomina solvente o disolvente al componente que provoca la disolución y en general es el que se

encuentra en mayor proporción, y soluto al componente que se disuelve y generalmente se encuentra en

menor proporción. Otro criterio consiste en denominar solvente al componente cuyo estado de agregación coincide con el de la solución formada.

Si una solución posee como solvente agua se dice “solución acuosa”, y si posee alcohol se dice “solución alcohólica”.

De aquí en más llamaremos al soluto (st), al solvente o disolvente (sv) o (dv) y a la solución (sc) o (sn).

La masa del soluto más la masa del solvente dan la masa final de la solución, pero el volumen del soluto más el volumen del solvente no siempre dan el volumen de la solución final, porque muchas veces los lí-quidos al juntarse se contraen y el volumen final no es el esperado.

En conclusión, si se desea conocer la masa del soluto, del solvente o de la solución, utilizaremos la rela-ción:

masa de st + masa de sv = masa de la sc

Porque la relación, volumen de st + volumen de sv = volumen de la sc, no siempre es correcta.

Una solución se forma cuando las moléculas o iones del cuerpo que se disuelve se dispersan entre las moléculas del solvente hasta lograr una distribución uniforme. En este caso se dice que los cuerpos son solubles o miscibles; e insolubles o inmiscibles en el caso contrario. El término miscible o inmiscible se uti-liza cuando todos los componentes de la solución son líquidos.

Se denomina solución saturada a aquella que no admite, a una determinada temperatura, más soluto2. Si

se adiciona un exceso de sustancia a disolver tarde o temprano precipitará. Este límite de saturación se modifica con la variación de la temperatura y de la presión.

El agua, solvente universal

El agua pura es un líquido inodoro, insípido, transparente e incoloro, sólo en grandes espesores presenta un tono débilmente azulado o verdoso. Es considerada el solvente universal, ya que es la sustancia que más compuestos disuelve. Debido a este poder casi nunca es pura, contiene disueltas otras sustancias,

como gases y sales.

El agua de mar representa el 97,2 % del total de agua

de la Tierra, en ella se encuentran,principalmente, los

cationes sodio (Na+), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+) y

potasio (K+), con los aniones cloruro (Cl

-), carbonatos

(CO32-), bicarbonatos (HCO3-) y sulfatos (SO42-).

Las aguas continentales o dulces de lagos, ríos y arro-yos, se diferencian de las marinas en las proporciones de cationes y aniones, en las aguas dulces el anión ma-yoritario es en bicarbonato (este tipo de agua resulta apto para el consumo humano), pero el agua dulce no posee una composición uniforme, ya que, si su camino fluye sobre rocas calizas, puede incorporar cantidades

importantes de Ca2+ y Mg2+.

Si el agua contiene grandes cantidades de cationes

Ca2+ y Mg2+ se denomina agua dura. El agua dura no

En la siguiente tabla se muestra una pro-porción de iones en el agua de mar y de río.

(Fuente: Química I - 2005 - Bs As - Ed. Santillana)

Iones Agua de mar Agua de río

Na+ 10.760 5,15

Mg2+ 1.294 3,35

Ca2+ 412 13,4

K+ 399 1,3

Cl - 19.350 5,75

SO42- 2.712 8,25

HCO3- 145 52

SiO3 2- 2,9 10,4

F- 1,3 0,1

es apta para las maquinas lavadoras ya que en contacto con el jabón en polvo se forman precipitados.

A 20°C en un litro de agua se pueden disolver 360 g de cloruro de sodio (NaCl) y a la misma temperatura

se disuelven en ella 9 mg de oxígeno gaseoso (O2), la situación se modifica con la variación de la

temperatura o de la presión.

2 En determinadas condiciones una solución saturada puede contener un exceso de soluto, que tarde o temprano

mterminará precipitando, en esos casos se dice que la solución está sobresaturada. Las soluciones sobresaturadas

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Composición de las soluciones

El estudio cuantitativo de las relaciones entre los componentes de una solución se denomina “estequio-metría de las soluciones”.

Se entiende por composición a la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente o solución. Existen diversas formas de expresarlo:

Formas físicas de expresar la composición de una solución:

% m/m. Indica los gramos de soluto disueltos cada 100 gramos de solución. ( g st /100g sc )

% v/v. Indica los cm3 de soluto disueltos cada 100 cm3 de solución. ( cm3 st /100cm3 sc )

% m/v. Indica los gramos de soluto disueltos cada 100 cm3 de solución. ( g st /100cm3 sc )

p.p.m. Indica las partes de soluto disueltos cada un millón de partes de solución.

Formas químicas de expresar la composición de una solución:

Molaridad (M). Indica el número de moles de soluto disueltos cada 1000 cm3 de solución.

(moles st/1000cm3 sc).

Molalidad (m). Indica el número de moles de soluto disueltos cada 1000 gramos de solvente.

(moles st/1000g sv).

Normalidad (N). Indica el número de equivalentes-gramo de soluto cada 1000 cm3 de solución.

(eq.gramo st/1000cm3 sc).

Fracción molar (fx) o (x). Indica la relación entre el número de moles de dicho componente y el número

total de moles presentes en la solución. (Ejemplo: moles st/moles st + moles sv).

Proceso de disolución

Cuando una sustancia, ya sea molecular o iónica, se disuelve en otra, las moléculas o iones del soluto se distribuyen entre las moléculas del solvente. Las fuerzas de interacción que mantienen a las sustancias en este estado son relativamente fuertes.

Durante el proceso de disolución ocurren tres interacciones fundamentales: ● Las partículas del soluto se separan entre sí.

● Las partículas del solvente se separan entre sí.

● Las partículas del soluto y del solvente se atraen entre sí.

La solubilidad de un soluto en un solvente dependerá de la combinación de estas tres interacciones. De lo expuesto recientemente podemos deducir que la solubilidad de un soluto en un solvente depende de la naturaleza del soluto y de la naturaleza del solvente. Sin embargo, hay otros dos factores que influyen en la solubilidad: la temperatura y la presión.

SOLUBILIDAD

Se denomina solubilidad a la concentración de una solución saturada en determinadas condiciones de

presión y temperatura. Habitualmente se expresa en gramos de soluto cada 100 gramos de solvente.

Solubilidad: g de st / 100 g de sv

En las siguientes tablas se puede apreciar la variación de solubilidad de distintas sales en solución acuosa en función de la temperatura:

Tabla 1 Tabla 2 Tabla 3

Clorato de potasio KClO3 Cloruro de sodio NaCl Sulfato de cerio Ce2(SO4)3

Temperatura °C Solubilidad

g st./100g sv

Temperatura °C Solubilidad

g st./100g sv

Temperatura °C Solubilidad

g st./100g sv

0 3,3 0 35,7 0 17,35

10 5 10 35,8 20 9,16

20 7,4 20 36 30 6,36

30 10,5 30 36,3 50 4,47

40 14 40 36,6 60 3,73

50 19,3 50 37

60 24,5 60 37,3

80 38,5 70 37,8

100 57 80 38,4

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Prof. Juan Pablo Colotta

En general, las sustancias sólidas son más solubles a al-tas temperaturas, pero en algunos compuestos ocurre lo contrario, como es el caso del sulfato de cerio (tabla 3 de la página anterior) que su solubilidad disminuye con el au-mento de la temperatura.

Como se mencionó anteriormente una solución saturada es aquella que no admite más soluto a una determinada temperatura. En ese momento ocurre un equilibrio dinámi-co, donde por cada ion o molécula que se disuelve otro cristaliza (sin precipitar).

Si tomamos como ejemplo el clorato de potasio, KNO3,

(que la variación de solubilidad en agua se aprecia en la tabla 1 de la página anterior y en el gráfico de la derecha), su solubilidad disminuye con el descenso de la tempera-tura, por lo tanto se puede deducir que si se disminuye la temperatura de una solución acuosa saturada de esta sal llegará un momento que un exceso precipitará, porque la capacidad disolvente del agua con respecto a este com-puesto disminuye.

Solubilidad

g st./100g sv

150 KNO3

140 130 120 110 100 90 80 70 60

50 KCl

40 30

20 KClO3

10

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100

Temperatura

La solubilidad del carbonato de calcio y la formación de caparazones

Las diferencias de temperatura tienen una gran influencia en la actividad biológica. Por ejemplo, los seres vivos terrestres se ven sometidos a amplias variaciones de temperatura; por eso han desarrollado una serie de mecanismos evolutivos destinados a lograr la supervivencia. En cambio, los seres vivos que habitan en las aguas oceánicas están adaptados a condiciones más estables debido a que en estos ambientes muchos factores ecológicos, incluida la temperatura, permaneces relativamente constante.

Como la temperatura influye en la solubilidad de las sales y de los gases, cabría esperar que estos pequeños cambios de temperatura que se producen en las aguas oceánicas tuvieran mínima influencia en las diferencias de concentración de las sales o gases. Sin embargo, para el carbonato

de calcio CaCO3 esto no es así. El océano se encuentra saturado de esta sal, y pequeñas

variaciones de temperatura o de pH bastan para provocar cambios en el sistema.

El carbonato de calcio es el componente principal de los caparazones de los moluscos y muy importante en la constitución de los esqueletos de los vertebrados. A diferencia de la mayoría de las sales, su solubilidad aumenta con el descenso de la temperatura.

En las aguas cálidas precipita rápidamente, lo cual lo hace disponible para caparazones y

esqueletos. Y por el contrario, en aguas frías la sal está totalmente disuelta, y por lo tanto el desarrollo de caparazones y esqueletos está más restringido. Como consecuencia de esto, en las aguas tropicales hay una gran profusión de peces con conchas bien desarrolladas como es el caso del bivalvo gigante Tridacna, cuya concha puede llegar a pesar 250 Kg y alcanzar los dos metros de longitud. Debido a esta razón, de disponibilidad de carbonato de calcio, los grandes arrecifes de coral se encuentran en aguas cálidas. Por el contrario, la mayoría de las especies de agua fría tiene caparazones muy débilmente desarrollados o faltan totalmente como es el caso del de las especies desnudas de Pterópodo Clione.

(Extraído de trabajo práctico Nº1 de 4º año – CNBA - UBA)

Solubilidad de gases en líquidos

La solubilidad de un gas en un líquido depende de la temperatura de la solución y de la presión parcial del gas. Al aumentar la temperatura, disminuye la solubilidad de los gases disueltos en líquidos. Por ejemplo, el agua recién hervida no contiene prácticamente gases disueltos, es por eso por lo que su sabor es distinto.

En la tabla de la página 6 se puede observar la solubilidad del oxígeno molecular (O2) en agua a distintas

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Temperatura °C

Concentración

de O2 en mg/ L

Temperatura °C

Concentración

de O2 en mg/ L

Temperatura °C

Concentración

de O2 en mg/ L

0 13,8 10 10,7 20 8,7

1 13,4 11 10,5 21 8,6

2 13,1 12 10,3 22 8,4

3 12,7 13 10,1 23 8,3

4 12,4 14 9,9 24 8,1

5 12,1 15 9,7 25 8,0

6 11,8 16 9,5 26 7,8

7 11,5 17 9,3 27 7,7

8 11,2 18 9,1 28 7,5

9 11,0 19 8,9 29 7,4

Fuente: Química I - pág 116 - (2005) - Buenos Aires - Ed. Santillana

El incremento de la temperatura del agua puede traer grandes consecuencias para los seres que la habi-tan, ya que la disponibilidad del oxígeno disminuye considerablemente.

La Ley de Henry, establece que, a una dada temperatura, la solubilidad de un gas en un líquido es

di-rectamente proporcional a la presión parcial del gas. Matemáticamente, se puede expresar de la siguiente forma:

s = k . pgas

Donde: s: es la solubilidad del gas en el líquido a una temperatura dada.

k: es la constante de proporcionalidad, que depende de la temperatura y

de la naturaleza del gas y del líquido.

Pgas : es la presión parcial del gas.

La Ley de Henry y el buceo

Un ejemplo de la aplicación de esta ley está dado por las precauciones que deben tomarse al hacer vol-ver a un buzo a la superficie. Al disminuir la presión parcial de los distintos gases, disminuye la solubilidad de estos en la sangre, con el consiguiente riesgo de una eventual formación de burbujas. Para evitarlo, esta descompresión debe efectuarse lentamente.

Explicación extraída de “Introducción a la Química” - pág 35 - F. Beltrán.

PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES

Como se mencionó anteriormente, las soluciones tienen propiedades que generalmente son distintas a la de sus componentes. Por ejemplo, si tomamos igual cantidad molar de diversos solutos y los disolvemos a cada uno en una misma cantidad de solvente, podemos determinar un conjunto de propiedades de las soluciones, que entre sí pueden ser muy diferentes o muy parecidas; lo que permite distinguir a las propiedades de las soluciones en dos grupos: las que dependen de la naturaleza del soluto y las que son independientes de ella.

Propiedades que dependen de la naturaleza del soluto.

Por ejemplo, al disolver cloruro de sodio (NaCl) en agua el volumen total de la solución es menor que la suma de los volúmenes parciales, (la solución se contrae); mientras que si se disuelve cloruro de amonio el volumen total es mayor (la solución se expande). Asimismo, las soluciones de cloruro de sodio (NaCl) y

cloruro de amonio (NH4Cl) son conductoras de la electricidad, pero en cambio, soluciones de azúcar en

agua no conducen la corriente eléctrica.

Refiriéndonos a esta última propiedad, podemos distinguir dos tipos de soluciones acuosas: ● Soluciones iónicas: son las que permiten el pasaje de la corriente eléctrica.

● Soluciones no iónicas: son las que no permiten el pasaje de la corriente eléctrica.

El agua pura es mala conductora de la corriente eléctrica, pero cuando se disuelven en ella ciertas sus-tancias, se forman soluciones que permiten el paso de la corriente eléctrica.

Se denominan electrolitos a los solutos que forman soluciones capaces de conducir la corriente

eléctri-ca. Los electrolitos pueden ser iónicos o moleculares.

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Prof. Juan Pablo Colotta

tos en agua sufren un proceso de disociación o ionización aportando iones de cargas opuestas a la

so-lución. (La disociación corresponde al proceso de separación de iones y la ionización al de formación).

Las sales se disocian en el agua liberando cationes metálicos y aniones no metálicos, formando

solucio-nes acuosas.

Sal (s) → Catión (aq) + Anión (aq)

Ejemplos:

Disociación del cloruro de sodio NaCl (s) → Na+(aq) + Cl- (aq)

Disociación del cloruro de magnesio MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl- (aq)

Disociación del sulfato de sodio Na2SO4(s) → 2 Na+(aq) + SO42- (aq)

Los ácidos se ionizan y disocian liberando iones hidrógeno:

Ejemplo:

Disociación del cloruro de hidrógeno HCl → H+(aq) + Cl- (aq)

(Más adelante analizaremos en detalle este proceso)

Los hidróxidos se disocian liberando iones hidróxidos, (antiguamente llamados oxhidrilos):

Ejemplo:

Disociación del hidróxido de sodio NaOH → Na+(aq) + OH- (aq)

Se denominan electrolitos fuertes a las sustancias que sufren una disociación o ionización completa, y débiles si la disociación o ionización es parcial.

Las soluciones no iónicas, son aquellas que no contienen electrolitos, o sea, su soluto no se ioniza ni se disocia, por lo tanto, no conducen la corriente eléctrica. Son solutos no electrolitos: el alcohol, la sacarosa (azúcar de mesa), entre otros.

Ejemplo de disolución de sacarosa en agua:

C12H22O11 (s) → C12H22O11 (aq)

Si bien son sustancias polares, por lo que se disuelven en agua, no se ionizan, por lo tanto, sus

solucio-nes no conduce la corriente eléctrica.

Propiedades que no dependen de la naturaleza del soluto.

Estas propiedades no dependen de la naturaleza del soluto, pero dependen fundamentalmente del núme-ro de moléculas de soluto disuelto en el solvente. Las pnúme-ropiedades de una solución, cuya variación

depen-de exclusivamente depen-de la cantidad depen-de soluto añadido, sin importar su naturaleza, depen-de depen-denominan

propieda-des coligativas, y ellas son:

Descenso relativo de la presión de vapor: Si agregamos un soluto no volátil cualquiera a un solvente

puro, la presión de vapor del solvente de la solución obtenida será menor que la del solvente puro.“La

presión de vapor del solvente en la solución es igual a la presión de vapor del solvente puro multiplicada

por la fracción molar del solvente” Este enunciado constituye la Ley de Raoult y puede expresarse

mate-máticamente de la siguiente forma3:

p = po . x

d

donde: p : es la presión de vapor del solvente en la solución.

po : es la presión de vapor del solvente puro.

xd : es la fracción molar del solvente.

La Ley de Raoult puede comprenderse fácilmente de la siguiente manera: a cada temperatura, las molé-culas de un líquido tienen una cierta tendencia a escapar al estado de vapor y su posibilidad por unidad de superficie determina la presión de vapor en equilibrio con el líquido. Al formar la solución podemos imagi -nar que se han sustituido en el solvente parte de sus moléculas por otras de soluto y como esta misma sustitución existirá en la superficie, la facilidad de las moléculas del líquido en escapar al estado gaseoso por unidad de superficie habrá disminuido en comparación con la del solvente puro.

3 La Ley de Raoult se cumple cuando las soluciones son diluidas y cuando el soluto es no electrolito, ya que en caso

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Componentes puros Solución

Las figuras son sólo de carácter ilustrativo. La tendencia de vaporización se reduce en la solución por ser menor el número de moléculas por unidad de área de cada componente en la superficie de la solución que en el de la sustancia pura.

Descenso crioscópico: El agregado de una cierta cantidad de soluto a una cierta cantidad de solvente

genera que la solución obtenida presente un punto de fusión menor que el del solvente puro. Esta propie-dad depende de la cantipropie-dad de soluto disuelto y no de su naturaleza. Por ejemplo, por cada mol de soluto no volátil disuelto en 1.000 g de agua, su punto de fusión descenderá 1,86ºC. Este valor (1,86) se

deno-mina constante molal crioscópica del agua (∆c),y es proporcional a la cantidad de moles disueltos en la

mencionada cantidad de agua 4. 

Esta propiedad se puede apreciar en la naturaleza, cuando llega el invierno el agua de muchos lagos se congela, sin embargo, el agua del mar permanece en estado líquido. El agua de mar contiene una gran cantidad de sales disueltas y esto provoca una disminución de su punto de fusión que hace que congele a temperatura mucho más bajas que el agua dulce.

La disminución del punto de congelación del agua por la presencia de una sustancia disuelta se utiliza en

la práctica para evitar la solidificación del agua de refrigeración en los motores de combustión. Se agregan diversas sustancias para evitar que el agua se congele (en caso de que la temperatura ambiente descien- da por debajo de los 0ºC), ya que, si esto ocurre, el agua al congelarse revienta los conductos y gran parte del sistema de refrigeración (debido al aumento de volumen al formarse el hielo).

Se utilizan los llamados “anticongelantes”, que en general son soluciones acuosas de alcohol etílico o

eti-lenglicol, que recién empiezan a congelarse a los -25ºC 5.

Ascenso ebulloscópico: El punto de ebullición normal del agua es 100ºC, es decir, que estando a una

presión normal (1.013 hPa) es a esa temperatura que la presión de su vapor se iguala con la presión atmosférica. Si disolvemos en agua un soluto no volátil cualquiera, hará que la presión de vapor del agua a 100ºC sea menor, por lo tanto, se necesitará aumentar más la temperatura del sistema para generar más vapor y que su presión se iguale con la atmosférica.

Por cada mol de soluto no volátil disuelto en 1.000 g de agua, su temperatura de ebullición aumentará

0,52ºC (a presión normal). Este valor (0,52) se denomina constante molal ebulloscópica del agua (∆e),

y es proporcional a la cantidad de moles disueltos en la mencionada cantidad de agua6

.

Presión osmótica: Si una solución se pone en contacto con un solvente puro, al cabo de un tiempo y

debido al movimiento de las partículas, el soluto se habrá repartido uniformemente por todo el líquido, obteniéndose una única solución de igual concentración. Si los sistemas iniciales se encuentran separa-dos por medio de una membrana que sólo deja pasar moléculas de solvente (membrana semipermeable), se produce un pasaje de moléculas del solvente puro hacia el lado de la solución (debido a la tendencia

natural de igualar concentraciones); este fenómeno recibe el nombre de ósmosis.

El proceso de ósmosis diluye la solución y aumenta su volumen hasta llegar a un equilibrio. Esta condi-ción de equilibrio se puede alcanzar inicialmente si se aplica sobre la solucondi-ción una presión adecuada que

iguale el flujo de solvente en ambos sentidos; esta presión recibe en nombre de presión osmótica.

La magnitud de la presión osmótica es proporcional a la concentración molar del soluto en la solución, siendo independiente de la naturaleza de este. Soluciones acuosas de igual presión osmótica tienen iguales puntos de congelación.

4 y 6 La (∆c) y la (∆e) se cumplen cuando las soluciones son diluidas.

5No se utilizan soluciones salinas porque incrementan la corrosión de los materiales.

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Medios hipotónicos e hipertónicos. El proceso de ósmosis se lleva también a cabo entre dos soluciones de distinta concentración, las moléculas del solvente de la solución de menor concentración (hipotónica) pasa a través de la membrana hacia la solución de mayor concentración (hipertónica), por la tendencia natural de igualar concentraciones. Si la concentración de ambas soluciones es igual, se dice que el medio es isotónico.

Si una célula se encuentra en un medio hipertónico, la misma pierde agua, se contrae y puede llegar a morir por deshidratación. La plasmólisis es el fenómeno mediante el cual la célula se contrae en un medio hipertónico. La salida del agua de la célula continúa hasta que la presión osmótica del medio y de la célula se iguala. Fenómenos similares ocurren al conservar alimentos en salmueras o jarabes concentrados de azúcar. Otra observación de este fenómeno es el que ocurre con los peces. Los peces de mar no suelen meterse en los ríos, y los de agua dulce no suelen meterse en el mar. Eso les traería una gran cantidad de problemas osmóticos.

Soluciones, coloides y suspensiones

Sistemas coloidales. Las sustancias que son insolubles en un solvente determinado, pero que al mezclarlas con dicho solvente se dividen en partículas extremadamente pequeñas (micelas) que incluso pueden atravesar

los filtros corrientes, no son visibles en el microscopio y no sedimentan, se llaman coloides, y sus sistemas se

denominan coloidales (sistemas de este tipo no se consideran soluciones). Estas partículas únicamente son detectables al iluminar la mezcla con un haz de luz, que se refleja y refracta en las mismas, de manera que

pueden observarse a simple vista estos efectos. Este fenómeno se conoce como efecto Tyndall.

Suspensiones. Si introducimos arena en agua y agitamos, observaremos que la arena rápidamente sedimentará. Si realizamos la operación, pero con arena pulverizada, también sedimentará, pero el proceso será más lento. En este último caso no podemos decir que es una solución, ya que las partículas de arena son visibles a simple vista o con ayuda de una lupa. Se trata de un sistema heterogéneo, los sistemas de este tipo, en los que los componentes se pueden separar por simple proceso de filtración de denominan suspensiones.

En la siguiente tabla se comparan propiedades de las soluciones, los coloides y las suspensiones.

Propiedad Solución Coloide Suspensión

Tamaño de la partícula < que 1 nm 10 - 10.000 nm > que 10.000 nm

Homogeneidad Homogénea En el límite Heterogénea

Acción de gravedad No sedimenta Puede sedimentar Sedimenta

Filtrabilidad No filtrable No filtrable Filtrable

Fuente: Garritz - Chamizo -1994- Química (pág. 106) - USA - Ed. Addison Wesley.

Sistemas azeotrópicos. Un azeótropo es una mezcla líquida de dos o más componentes que poseen un único punto de ebullición constante y fijo, y que al pasar al estado vapor se comporta como un líquido puro, o sea como un sólo componente.

Un azeótropo puede hervir a una temperatura superior, intermedia o inferior a la de los constituyentes de la mez-cla, permaneciendo el líquido con la misma composición inicial, al igual que el vapor, por lo que no es posible sepa-rarlos por destilación simple.

Un ejemplo es la mezcla de etanol y agua, que forma un azeótropo para una concentración del 96% de alcohol, que hierve a una temperatura de 78,2 ºC. Con una destilación simple se obtiene un alcohol con este título.

ACTIVIDADES

a) ¿Qué significa que un líquido sea muy volátil? b) ¿A qué se denomina viscosidad?

c) ¿Cuándo un líquido hierve?

d) ¿De qué depende la velocidad de evaporación de un líquido? e) ¿La evaporación es un fenómeno endo o exotérmico?

f) ¿Cuál o cuáles de los siguientes procedimientos sirve para aumentar la concentración de una solución: i) Adicionar soluto, b) Adicionar solvente, c) Evaporar solvente.

g) ¿A qué se denomina electrolito?

h) Indique si la siguiente afirmación es correcta o no. Justifique:

“El punto de solidificación de una solución siempre es igual a de su solvente puro”. ---

Fuentes bibliográficas: ● Babor - Ibarz. - Química Moderna. - Ed. Marin.

● Beltrán F. Introducción a la Química. - Segunda edición - Buenos Aires - Ed. El Coloquio. ● Petrucci R. - (1986) - Química General. - USA - Ed. Addison-Wesley.

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Material recopilado y redactado por Juan Pablo Colotta

ANEXO

Solubilidad y formación de estalactitas y estalagmitas

Fuentes bibliográficas1 Prof. Juan Pablo Colotta

El agua dulce contiene, por lo general, bajas concentraciones de calcio y de mag-nesio bajo la forma de carbonatos, los cua-les son poco solubcua-les. Sin embargo, estos carbonatos se disuelven fácilmente en di-soluciones ácidas.

Como la humedad del suelo contiene co-múnmente los ácidos húmicos derivados de la descomposición de la vegetación, muchas aguas subterráneas pueden disol-ver estos carbonatos, generalmente carbo-nato de calcio (componente principal de la piedra caliza) Además, el agua que contie-ne dióxido de carbono disuelto de la at-mósfera es ácida y reacciona con los car-bonatos, como se muestra a continuación:

CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) ↔Ca2+(ac)+2HCO3-(ac)

Especie Especie insoluble soluble

La nueva especie formada, el bicarbonato

de calcio o de magnesio sí es soluble en agua. El bicarbonato estará presente

de-pendiendo de lacantidaddedióxidode

car-bono disuelto en el agua. Si por algún mo-tivo este se libera del agua, el bicarbonato

pasaránuevamenteaformarcarbonato(es-

pecie no soluble).

Cuando el agua que contiene disuelto bi-carbonato llega a alguna gruta, ocurre un proceso de liberación de dióxido de carbo-no, debido al aumento de la humedad, de la temperatura y de las corrientes de aire. De esta manera el bicarbonato presente se transforma en carbonato

Ca2+

(ac)+2HCO3-(ac)↔ CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)

Especie Especie soluble insoluble

Muchas veces el agua con bicarbonato

gotea del techo de la gruta o caverna y al perder el dióxido de carbono se forma el carbonato, que al ser insoluble desarrolla unas estructuras denominadas estalactitas y estalagmitas.

Las estalactitas (púas que cuelgan del te-cho) y las estalagmitas (púas que crecen a partir del suelo justo en el lugar donde caen las gotas de agua) se encuentran a menudo en parejas y pueden unirse for- mando columnas de grosor que crece año a año. Muchas veces presentan coloración

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debido a diversas impurezas.

Ejemplo de formación de estalactitas y estalagmitas

FILTRACIÓN

DE AGUA

TECHO DE ESTALACTITA LA CAVERNA

ESTALAGMITA PISO DE LA CAVERNA

Formación de sarro

Un fenómeno muy parecido ocurre en las cañerías y en las calderas. El carbonato de calcio se deposita sobre las paredes inter-nas formándose un precipitado, indesea-ble, denominado sarro, que puede obstruir la cañería causando serios daños a la ins-talación.

Ejemplo de formación de sarro en una cañería

CAÑERÍA

DEPÓSITO DE SARRO

El agua que contiene un exceso de iones

calcio y magnesio se denomina agua dura, y si se encuentra prácticamente libre de estos iones se llama agua blanda. La dure-za del agua se mide en escalas hidratimé-tricas, por ejemplo, el grado hidratimétrico (ºTH) corresponde a una concentración de 0,1 ppm de carbonato de calcio en agua. El agua se considera blanda cuando no supe-ra los 10 ºTH.

Se utilizan diversas técnicas, de ablanda-miento del agua, para evitar el depósito de sarro en las cañerías. La más común con-siste en hacer pasar el agua dura a través de resinas especiales que contiene iones sodio. Las resinas retienen los iones calcio y magnesio y liberan iones sodio al agua.

--- Fuentes bibliográficas:

● Raymond Chang - (1992) - Química - 4ta edición.

México - Ed. Mc Graw -Hill

● Química I - (2005) - Buenos Aires - Ed. Santillana.

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