soluciones

SOLUCIONES.

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.

Mezclas propiamente dichas (partículas mayores de 0.1 µm), coloides (partículas entre 0.1 µm y 0.001 µm) y soluciones verdaderas (partículas menores .0001 µm), µm = micrómetro.

Cuando una sustancia cualquiera contiene a otra distribuida en su seno como partículas muy pequeñas, se habla de un sistema disperso o una dispersión.

Las dispersiones incluyen mezclas, coloides y soluciones. Las tres se diferencian por el diámetro o tamaño de las partículas del cuerpo disperso.

Clases de soluciones: según el estado físico las soluciones pueden ser sólidas (amalgamas), líquidas y gaseosas.

Componentes de una solución:

SOLVENTE: es el medio en que se disuelve el soluto, es el componente que está en mayor cantidad. El agua es el solvente universal.

SOLUTO: es la sustancia que se disuelve en otra. Ejemplo cloruro de sodio, limón.

Solubilidad: la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:

1. NATURALEZA DEL SOLUTO Y SOLVENTE: Lo semejante disuelve lo semejante. Compuestos iónicos como el NaCl y covalentes polares como el HCI, se disuelven en el agua que es un compuesto polar. Como regla general, solutos iónicos y covalentes polares tienden fuertemente a disolverse en disolventes polares. Ej. cloruro de sodio y ácido clorhídrico se disuelven en agua; y solutos no polares se disuelven en disolventes no polares.

Ej. Grasas y aceites en acetona. Cuanto más semejantes sean estructuralmente el soluto y el disolvente más rápidamente se efectuará la disolución.

2. TEMPERATURA: Al aumentar la temperatura, generalmente aumenta la solubilidad de sólidos en líquidos, como KNO₃ y NaCI. En pocos casos sucede lo contrario Ca (OH)₂ y CaSO₄ La solubilidad de gas en sólido o liquido disminuye al aumentar la temperatura.

3. PRESION: poco afecta a líquidos o sólidos pero, un aumento en la presión, aumenta la solubilidad de los gases en los líquidos, como el CO₂ en las gaseosas.

Concentración: se define como la cantidad de soluto (sto) disuelto por unidad de volumen de solución.

Solución Diluida: muy poco soluto comparado con solvente.

Solución Concentrada: mucho soluto comparado con el solvente.

Solución SATURADA: cuando el disolvente a una temperatura determinada contiene todo el soluto que es capaz de disolver.

Solución INSATURADA: tiene menos soluto del que puede disolver.

Solución SOBRESATURADA: posee más soluto del que puede disolver a determinada temperatura. Por lo tanto se necesita aplicar más calor y luego al enfriar lentamente y sin mover permanece el soluto disuelto, quedando así con más soluto del que le cabe a una temperatura.

Unidades físicas: % p/p, %p/v, % v/v, % v/p, ppm.

Unidades químicas: fracción molar X, molalidad m, molaridad M, normalidad N.

Gramos de solución = gramos de soluto + gramos de solvente      

Unidades físicas.

1. Porcentaje peso a peso: indica los gramos de soluto contenidos en 100 g de solución. Por ejemplo 20% p/p de glucosa, describe 20 g de glucosa y 80 g de agua. %p/p = peso soluto  x 100;      __ m_B _   x 100 =   gramos de soluto     x 100; donde  m_A (soluto) y  m_B (solvente)                                                 peso solución.               m_A +  m_B               gramos de solución

W_A=   - %P/P x W_B / %P/P – 100 y W_B = W_A x 100 / %P/P - W_A

Ejemplo. Cuál es el % p/p de una solución que contiene 10 gramos de NaCI en 500 g de H₂O?

Soluto = 10 g NaCI                    % p/p = 10 g   x 100% = 1.96         

Solvente = 500 g H₂O                            510 g

Solución = 10 g + 500 g.

2. Porcentaje peso a volumen: indica los gramos de soluto contenidos en 100 ml o cc o cm³  de solución,

%p/v=  gramos de soluto  x 100;     

               ml de solución.

Por ejemplo 15 % de KOH p/v; significa que son 15 g de KOH y 85 ml de agua o 100 cc de solución.

Si en 150 ml de una solución hay 15 gramos de glucosa, cuál es el % p/v?

Soluto: 15 gramos de soluto                              % p/v =   15 g   x 100% = 10         

Solvente = 500 g H₂O                                                     150 ml

Solución: 150 ml.    

3. Porcentaje volumen  a volumen: indica el volumen de soluto por cada 100 ml o cc o cm³  de solución,

 %v/v=  ml de soluto      x 100;     

             ml de solución

45 % v/v de alcohol, significa que hay 45 ml de alcohol y 55 ml de agua.

Ejemplo. Cuál es el porcentaje en volumen de alcohol etílico para una cerveza que contiene 13,33 ml de  alcohol en un volumen total de 333,3 ml? (una botella de cerveza)                                                                         

Solución = 333,3 ml;        % v/v =   13.33 ml   x 100% = 3.999%         

Soluto = 13,33 ml                            33.3 ml

 4. Partes por millón: esta unidad significa gramos de soluto por millón de gramos de solución y equivale a mg de soluto por litro o kg  de solución. ppm =          mg de soluto._____

                                                 Kg de solvente o solución

Ejemplo: una muestra de 350 ml de agua contiene 1,50 mg de ion magnesio, Mg ¿Cuál es la concentración del Mg⁺² en ppm?

1.50 mg Mg⁺²_    1000 ml = 4,28 mg/litro o 4.28 ppm

      350 ml            1 L

EVALUACIÓN 1 SOBRE PORCENTAJES.

1. ¿Cuál es el porcentaje de una solución que contiene 20,0 g de K₂SO₄ disueltos en 130 g de solución? R. 15,38% (p/p).

2. ¿Cuántos gramos de NaCl se deben disolver en 60 gramos de agua para producir una solución al 20%? R. 15 g de NaCl.

3. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico puro hay en un litro de solución al 70% (p/p) si la densidad de la solución es

1,52 g/cm³. R. 1064 g.

4. Se disuelven 25 g de KNO₃ en 78 g de agua; calcula la concentración de la solución en tanto por ciento en peso.

R. 24,27%.

5. En 70 g de ácido acético CH₃COOH, o vinagre ¿Cuántos g de soluto, solvente y solución hay?

6. Calcule el % en peso de soluto en una solución que se preparó disolviendo 80 g de KBr en 140 g de solución. R 57.14%

7. Cuando se preparan 5 g de solución de BaCl₂ se obtiene un residuo de 0.5 gramos. ¿Cuál es el % de soluto  y solvente?

8. ¿Cuántos g de Al (OH)₃ se requieren preparar 250 g de solución al 6% por masa? R 15g Al (OH)₃

9. ¿Cuántos g de agua se requieren para disolver 80 g de NaCl y obtener 25% en peso? R 240 g de agua

10. ¿Cuántos g de CuSO₄ hay en 500 g de solución al 5%? R 25 g de CuSO₄

11. ¿Cuál es el % peso-volumen de una solución que contiene 16 g de KOH en 75 ml de solución? R 21.33%

12. Se mezclan 50 ml de alcohol en 250 ml de agua. ¿Cuál es el % en volumen de agua y alcohol? %A 16,66 y %B 83.33

13. ¿Cuántos ml de alcohol se requieren para preparar 200ml de solución al 10%? R 20 g de alcohol.

Unidades químicas:

1. Fracción molar (X): son las moles de cada componente en una mol de solución. Una fracción molar es un número fraccionario, la fracción molar de B es la fracción de todas las moléculas de la solución que son B. A partir de esta definición es obvio que X_A + X_B = 1

FRACCIÓN MOLAR DE SOLUTO (X_A) =    n_A      =      n_A     =   moles de soluto__________                                                                               

                                                                              n_T         n_{A +} n_B      moles de soluto + moles de solvente

FRACCIÓN MOLAR DE SOLVENTE. (X_B) =    n_B      =      n_B     = moles de solvente                                                                                

                                                                                    n_T         n_{A +} n_B        moles de soluto + moles de solvente

Por ejemplo, si una solución contiene 4 moles de etanol y 12 moles de agua, la fracción molar del etanol será

X_A = 4 / 4 +12 = 0.25

y la fracción molar del agua =  X_B = 12 / 4 +12 = 0.75

El porcentaje molar del etanol en esta solución es 0,25 x 100 = 25% y el porcentaje molar del agua es 0,75 x 100 = 75%.

X_A + X_B = 0.25 + 0,75 = 1

EVALUACIÓN 2 SOBRE FRACCIÓN MOLAR

1. ¿Cuál es la fracción molar de H₂O en 100 g de solución al 20% (p/p) de NaOH? R. 0,044.

2. Hallar la fracción molar del metanol (CH₃ – OH) y del solvente en una solución constituida por 18 g de metanol y 15 g de agua? R. 0.4 y 0.5

3. Se disuelven 15 g de glucosa (C₆H₁₂O₆) en 115 g de agua. Hallar las fracciones molares. R0.0128 y .0987.

4. ¿Cuál es la fracción molar de H₂SO₄ en 1000g de solución al 20%(p/p). R 0,044.

2. Molalidad  m: la molalidad de una solución es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente contenido en la solución. Se representa por la letra Matemáticamente se puede expresar como: m = moles de soluto

                                                                                                                                        Kg de solvente                                                            

Esto es, el número de moles de B disueltos en un kilogramo (1000 g) de A; m_A está en gramos y m_A/1000 es el número de kilogramos de A en solución. Por ejemplo, en una solución 1,5 m de NaCI, hay 1,5 moles de NaCl por 1000 g de agua.

¿Cuál es la molalidad de una solución que se prepara disolviendo 29,22 g de NaCI en 100 ml de H₂0? (Peso molecular del NaCl = 58,45 g/mol.). m = n_{A /}Kg de solvente = 100 ml/1000 = 100 g/1000 = 0,1 kg        Kg solvente

n _NaCl = 29.22g / 58.45 g/mol = 0.50 moles de NaCl ;  m = 0.50 moles de NaCl / 0.1 Kg de H₂O = 5.0 m de NaCl.

EVALUACIÓN 3 SOBRE MOLALIDAD.

1. Calcular la concentración molal de una solución que contiene 36,0 g de glucosa, C₆H₁₂O₆  500 ml de agua.  R. 0,39 m.

2. Una solución contiene 20,0 g de ácido acético, CH₃COOH en 250 g de agua. ¿Cuál es la concentración de la solución expresada en (a) molalidad, (b) fracción molar de los componentes. R. (a) m = 1,33; (b) fracción molar del solvente = 0,976; fracción molar del ácido = 0,024.

3. Determinar la m de una solución de 150 g Al(OH)₃ en 680 g de agua. R 2.82 m.

4. Calcular la m de una solución que se prepara adicionando 0.250 moles de soluto a 120 g de agua. R 2.08 m.

5. Calcular la m de las siguientes soluciones:

a. 12 g de etanol C₂H₅OH en 200 g de agua y b. 22 g de NaCl en 100 g de agua. R 1,3 m y 3.7 m.

c. 0.1 moles de H₂S en 2 Kg de agua, d. 2 moles de HNO₃ 2n 2 Kg de agua, e. 10 g de KCl en 2 Kg de agua, f. 0.1 mol de H₃PO₄ en 2000 g de agua.

3. Molaridad M: se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. Matemáticamente se expresa:

M =  n_A / 1 L de solución.      

Por ejemplo, en una solución 1,5 M hay 1,5 moles de soluto por 1 litro de solución. Como un mol = 1000 milimoles y un litro = 1000 ml, la molaridad también se puede expresar como; M = milimoles de soluto / mililitros de solución.

¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 64,0 g de metanol, CH₃OH en 500 ml de solución? (Peso molecular del CH₃OH = 32,0 g/mol.). M =  n_A / L sol = 64 g / 32 g/mol/0,5L = 

2 moles /0,5L  =  4 moles/L = 4 M  

                                                                           

EVALUACIÓN 4 SOBRE MOLARIDAD

1. 750 cc de una solución de KOH en agua contienen 44 g de la base. Halla la concentración molar de la solución R. 1,04 M.

2. Suponiendo que el agua de mar contiene 2,8% en peso de NaCl y que su densidad es 1,03 g/ml, ¿cuál será la molaridad del NaCI en el agua de mar? R. 0,47 M.

3. Se prepara una solución disolviendo 86,53 g de carbonato de sodio, Na₂CO₃ en agua, en un matraz volumétrico de 1000 ml, añadiendo agua hasta la marca y mezclando. La densidad de la solución es 1,081 g/ml. Determinar (a) la molaridad de la solución; (b) la molalidad.            R. (a) 0,816 M; (b) 0,82 m.

4. Una solución de ácido sulfúrico contiene 820,6 g de H₂SO₄ por litro de solución. Si el peso específico de la solución es 1,243 calcular (a) su molaridad; (b) su molalidad. R. (a) 8,366 M, (b) 20.26 m.

5. (a) ¿Cuántos moles de HCl hay en 2,0 litros de una solución 3 M? (b) ¿Cuántos gramos de HCI? R (a) 6,0 moles,

(b) 219 g.

6. Una solución acuosa de HCIO₄ tiene una densidad de 1,250 g/ml y una concentración al 35% en peso. Calcular (a) su molalidad; (b) su molaridad. R. a  5,36 m: (b) 4,36 M.

7. Calcule la M de una solución de HCl de d = 1.16 g/ml y cuya concentración es de 32% en peso.

8. Calcule la M de H₃PO₄ cuya d = 1.75 g/ml y concentración 89% en peso.

9. ¿Cuántos g de soluto hay en: 100 ml de NaCl 0.1 M, 2000 ml de glucosa C₆H₁₂O₆  0.2 M.

10. Calcule la M para: 40 g de etanol C₂H₅OH en 400 ml de solución, 6 g de NaCl en 500 ml de solución.

4. Normalidad (N): se define como el número de equivalentes gramo en cada litro de solución y matemáticamente se expresa:

N = número equivalentes gramo / litro de solución.

N =  w / ME; N = w / MM / # H⁺, OH^-, carga + de la sal ;   N = w x 1 eq-g/w

            V                                      V                                           V

Para encontrar la normalidad de una solución: primero debemos saber cuánto pesa un equivalente gramo: para un ácido la masa molecular sobre la cantidad de hidrógenos (H) y para una base la masa molecular sobre la cantidad de grupos hidróxilos (OH). 

Para un ácido: 1 eq-g H₃PO₄ = 98 g / 3H⁺ = 32.7 g H₃PO₄

Para una base: 1 eq-g NaOH = 40 g / 1(OH) = 40 g NaOH y 1 eq-g Ca(OH)₂ = 74 g / 2(OH) = 37 g Ca(OH)₂

1 eq-g sal = masa molecular sal / carga + cationes o – de aniones

1 eq-g Ca₃ (PO₄)₂ = 310 g/ 6 = 52 g Ca₃ (PO₄)₂ y 1 eq-g NaCl = 58.5g/ 1 = 58.5g NaCl.

Segundo: debemos transformar los gramos de soluto en equivalentes gramo.

Ejemplo. Cuántos equivalentes gramo hay en 104 gramos de Ca₃ (PO₄)₂.

104 gramos Ca₃ (PO₄)₂   x 1 eq g Ca₃ (PO₄)₂  /  52 gramos Ca₃ (PO₄)₂   =  2eq gramos

Tercero: aplicar la fórmula: N = litro solución  / eq g.

Ejemplo. Cuál es la N de una solución que contiene 130 gramos de Al (OH)₃ en 5 litros de solución.

1 eq-g Al (OH)₃ = 78 / 3 = 26 g Al (OH)₃.

130 g de Al (OH)₃  1 eq-g Al (OH)₃  x / 26 g Al (OH)₃ = 5 eq-g Al (OH)₃

N = eq-g/ L sol= 5 eq-g Al (OH)₃ / 5 L sol = 1N de Al (OH)₃

Relaciones de N a M:

N = M x el número de H del ácido o OH si es base o la carga + de una sal.

M = N / el número de H del ácido o OH si es base o la carga + de una sal.

Ejemplo: transformar una solución 2M de H₃PO₄ a N. entonces N = 2 x 3H = 6 M H₃PO₄.

Transformar una solución 6 N de Ca₃⁺² (PO₄)₂ a M. Entonces M = 6 N / 6 = 6 M Ca₃ (PO₄)₂

Dilución: es pasar de una solución de determinada concentración a otra más diluida.

Dos soluciones de diferente concentración, pero que contengan la misma cantidad de soluto se relacionan por:

Volumen 1 x concentración 1 = volumen 2 x concentración 2.

V₁N₁ = V₂N_{2 y}  V₁M₁ = V₂M₂ y V₁C₁ = V₂C₂

El soluto es igual antes y después de agregar el solvente.                   

Volumen (L) x Molaridad = No. de moles de soluto

Volumen (L) x Normalidad = No. de equivalentes gramo de soluto

Esta fórmula también se utiliza en problemas de neutralización ácidos y bases.

Ejemplo. ¿Qué volumen de agua se debe agregar a 10 mI de HCI 12 N para preparar una solución 2N?

V₁ = 10 ml            V₂ =?           V₁C₁ = V₂C₂      V₂ = V₁C_{1 /} C₂     V₂ = 10 ml x 12 N  / 2 N = 60 ml

C₁ = 12 N             C₂ = 2 N                                                           Se deben agregar 50 ml de solvente.

EVALUACIÓN 5 SOBRE NORMALIDAD.

1. Una solución saturada de K₂SO₄ en agua contiene 4,3 g de la sal en 100 cc. Calcula la normalidad de la solución.

R. 0,49 N.

2. El agua es uno de los mejores solventes químicos que se conocen. ¿Qué tipo de sustancias crees que disolverá? Qué clase de sustancias serán insolubles en agua?

3. El HCI puro es mal conductor eléctrico, como también lo es el agua líquida pura. Sin embargo cuando se mezclan estos líquidos, la solución resultante conduce bien la corriente. Explica esto.

4. Se disuelve 80,0 g de NaCI en agua hasta obtener un litro de solución. Expresar la concentración de esta solución en (a) concentración en peso; (b) molaridad; (c) normalidad. R. (a) 80,0 g/l; (b) 1,37 M; (c) 1,37 N.

5. ¿Cuántos miliequívalentes de H₂SO₄ hay en 100 ml de H₂SO₄ 0,25 N? R. 25 meq.

6. ¿Qué volumen de una solución 0,4 NaOH contiene 20 miliequivaientes del soluto? R. 50 ml.

7. ¿Cuál es el volumen de HCI concentrado (densidad 1,19 g/ml, 38% de HCI en peso) que se necesita para preparar 4,5 litros de ácido 0,02 N? R. 7,25 ml.

8. ¿Cuál es la N para: 90 g de H₃PO₄ en 500 ml solución, 100 g de NaCl en 2.0 L de solución, 0.5 equivalentes de CaC₂ en 100 ml de solución, 0.1 equivalentes de NaOH en 1 L de solución.

9. ¿Cuántos gramos de soluto hay en? 200 ml de NaOH y 0.6 M, 800 ml de H₂SO₄ y 3 M, 250 ml de Al(OH)₃ y 2 M.

10. Calcule el peso equivalente para las siguientes sustancias: H₃PO₄, NaOH, Al (OH)₃, H₂S, KOH, H₂SO₄, CaC₂.

11. Calcule el número de equivalentes para: 60 g de CaC₂, 120 g de HNO₃, 200 g de Al (OH)₃.  

12. 1,8 M de H₃PO_4, 0,75 M de Al(OH)₃, 1 M de CaC₂, 2 M de Na₂SO₄, 1,25 M de H₂SO₄, 2,0 M de H₂S, convertirlo a N.

13. 2,5 N de H₃PO_4, 1,75 N de Al(OH)₃, 1,5 N de CaC₂, 2,25 N de Na₂SO₄, 0,25 N de H₂SO₄, 2,5 N de H₂S, convertirlo a M

14. 2,0 N de H₃PO₄ y 2,5 M de H₃PO₄, 2, 5 M de Na₂SO₄ y  1,25 N de Na₂SO₄. ¿Quién tiene mayor concentración y por qué?

EVALUACIÓN 6 SOBRE DILUCIÓN.

1. Calcular el volumen aproximado de agua que debe añadirse a 200 ml de una solución de HCI 1,5 N para hacerla 0,3 N.

R. 800 ml.

2. ¿Qué volúmenes de NaOH 12 N y 3 N deben mezclarse para dar 2 litros de NaOH 6 N? R. 2/3 de litro 12 N y 4/3 de litro

3 N.

3. ¿Hasta dónde debe diluirse una determinada solución de concentración 20 mg de NaNO₃ por ml para obtener una concentración de 4 mg de AgNO₃ por ml? R. 5 ml.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES:

En una solución hay ciertas propiedades que como el color, olor, sabor, densidad, viscosidad, dependen de la naturaleza del soluto y del disolvente, pero existen otras que dependen exclusivamente del número de partículas presentes en la solución, es decir de la concentración de la solución, a estas propiedades se conocen con el nombre de “Propiedades Coligativas o Colectivas de las soluciones”.

Al disolver en un líquido un soluto no volátil y no electrolito, sus moléculas interfieren el desprendimiento de las moléculas del solvente a la fase gaseosa originando:

• Disminución de la presión de vapor: Al comparar la presión de vapor, a una temperatura determinada, de un solvente volátil con la de una solución cierto un soluto no volátil en el mismo solvente, las moléculas del solvente puro pueden abandonar la superficie del líquido por cualquier lugar, mientras que, en el caso de la solución, algunos puntos superficiales se hallan ocupados por las moléculas del soluto no volátil y habrá disminuido de hecho la superficie de evaporación, y asimismo la presión de vapor.

LEY DE RAOULT. Mide la disminución de la presión de vapor, dice “La presión de vapor del solvente, en una solución es igual al producto de la presión de vapor del solvente puro por su fracción molar”. P = Po  X solvente.

P = presión de vapor de la solución,  Po = presión de vapor del solvente puro, X ste = fracción molar del solvente

nsto = número de moles del soluto                                   nste = número de moles del solvente.

Ejemplo. La presión de vapor del agua a 29 °C es 30 mm de Hg. Hallar la presión de vapor de una solución que contiene 50 g CaCO₃ en 1.080 gramos de H₂O. Solución: se halla la fracción molar del solvente.

               

Descenso del punto de congelación y aumento del punto de ebullición: Al enfriar un solvente, como el agua, se observa que se solidifica a una temperatura fija, en este caso a 0°C. Si disolvemos un sólido, la solución no solidifica ya a cero grados, sino a una temperatura inferior. La disolución de cualquier soluto no volátil en un solvente determina un descenso en el punto congelación del solvente puro.

De forma análoga, la disolución de un soluto no volátil en un solvente determina que aumente el punto de ebullición de la solución, en relación con la  temperatura de ebullición del solvente puro.

Los descensos del punto de congelación se denominan descensos crioscópico y los aumentos del punto de ebullición, ascensos ebulloscópicos. Los dos son proporcionales a la concentración del soluto, siendo las constantes de proporcionalidades llamadas constantes crioscópicas e ebulloscópicas, específicas  cada solvente e independientes de la naturaleza del soluto.

La constante crioscópica, Kc. es el valor de la disminución que sufre el punto de congelación de una solución, que contiene una mol de soluto disuelto en 1000 g de solvente, con respecto al punto de congelación del solvente puro.

La constante ebulloscópica, Ke, es el valor del aumento que sufre el punto ebullición de una solución que contiene un mol de soluto disuelto en 1000 g solvente, con respecto al punto de ebullición del solvente puro.

Para el caso del agua la constante crioscópica vale 1,86°C/mol, y la ebulloscópica 0,52° C/mol.

• Aumento de la presión osmótica: en una solución, las partículas del soluto se comportan como si estuvieran en estado gaseoso, ya que, en virtud de su energía cinética, están animadas de movimiento desordenado y, al chocar con las paredes del recipiente, ejercen una fuerza que, referida a la unidad de superficie, es una presión.

Esta presión recibe el nombre de presión osmótica, y es igual a la que ejercería el mismo número de moléculas del soluto si estuvieran, a la misma temperatura, en estado gaseoso y ocupando el mismo volumen.

Experimentalmente se han determinado las siguientes leyes:

1. A una temperatura dada, la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración molar del soluto.

2. La presión osmótica es directamente proporcional a la temperatura absoluta de la solución.

3. A iguales concentraciones molares y de temperatura, las soluciones presentan la misma presión osmótica.

Dos soluciones son isotónicas cuando poseen la misma presión osmótica; si esta es diferente, la que posee mayor presión osmótica se llama hipertónica, y la de menor presión, hipotónica.

Osmosis: la ósmosis es la difusión entre dos soluciones separadas por una membrana orgánica o por un tabique poroso. Si la membrana es permeable, las moléculas del solvente y soluto la atraviesan libremente y la concentración final de las soluciones se iguala. Pero si la membrana es semipermeable, sólo permite el paso de las moléculas del solvente y este pasará de la solución más diluida a la más con centrada

El estudio de la ósmosis se realiza con el osmómetro, que consiste en un recipiente cerrado por una membrana semipermeable, en cuyo extremo opuesto hay un tubo capilar graduado, abierto en sus extremos. En el interior del recipiente se coloca una solución y se introduce todo en un recipiente mayor que contiene agua destilada. Se observa que lentamente el nivel en el tubo asciende hasta estabilizarse, lo que prueba que pasa agua al interior del recipiente. La diferencia de alturas entre la superficie libre del líquido y el nivel alcanzado en el interior del tubo es debida al aumento de la presión hidrostática que contrarresta la tendencia del solvente a penetrar en el recipiente interior; esta presión hidrostática es igual y de sentido contrario a la presión osmótica y sirve para determinar fácilmente esta última.

Calcula la presión osmótica a 32°C de una solución de concentración 2,7 M de un soluto no iónico. R. 67,52 mm Hg.

El paso del solvente hacia la solución se explica admitiendo que se producen menos choques de sus moléculas del lado de la solución que del solvente puro, por cuya razón las moléculas del solvente pasarán a la solución hasta alcanzar el estado de equilibrio. Un solvente tiende a pasar siempre de una solución más diluida a una más concentrada, ascendiendo, por tanto, el nivel del tubo capilar.

El cálculo de la presión osmótica (π) se hace aplicando las leyes de los gases ideales. Se supone que la solución molar de un compuesto no iónico, en condiciones normales, ocupa un volumen molar de 22,4 litros.

c: es el número de moles en la unidad de volumen. Esta ecuación sólo debe usar para soluciones diluidas.

Ejemplo: Calcular la presión osmótica a 25°C de una solución de glucosa que contiene 1 g de ella en 25 ml de agua.

Coloides:

En 1862 Thomas Graham observó que la goma, la gelatina, el almidón, la albúmina, las proteínas y en general las sustancias semejantes a la cola, no atra vesaban rápidamente las membranas vegetales y animales. A estas sustancias les dio el nombre de coloides. Además encontró que otras sustancias cristalinas simples, como las sales y los azúcares se difundían fácilmente a través de las membranas semipermeables denominándolas cristaloides.

Actualmente, la diferencia entre coloides y cristaloides ha perdido importancia y se considera que todos los cuerpos pueden pasar al estado coloidal cuando sus partículas, por dispersión o condensación, adquieren un tamaño medio comprendido entre 10 y 10000 Ǻ, aproximadamente.

En estas partículas o ‘micelas” las propiedades de superficie (rozamiento, ósmosis, absorción) priman sobre su composición química. Los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas.

Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según el estado físico en que se encuentran la fase y el medio, los coloides se clasifican como lo indica la tabla

Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se denominan liófilos si tienen afinidad, o liófobos si no hay afinidad entre la sustancia dispersa y el medio dispersante.

Propiedades de los coloides:

Movimiento browniano. Cuando se observa un coloide al ultramicroscopio sobre un fondo oscuro, se ve que las partículas coloidales presentan un movi miento rápido, caótico y continuo. Esta actividad se denomina movimiento browniano. Este movimiento se debe al choque de las partículas dispersas con las partículas del medio.

Efecto de Tyndail. Una propiedad importante de óptica en los coloides, consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de una disolución coloidal. Esto no ocurre si el rayo de luz atraviesa una solución verdadera o un líquido puro.

Cuando se envía un rayo convergente de luz a través de un coloide, y al colo carse el observador en ángulo recto en relación con el rayo de luz, aprecia que la luz se refleja en la superficie de las partículas, debido a que las partículas son los suficientemente grandes para dispersar la luz.

Carga eléctrica. Las micelas presentan carga eléctrica positiva o negativa y se trasladan en masa al polo positivo, anaforesis, o al negativo, cataforesis, de una corriente continua que atraviesa a la solución coloidal. Esta propiedad recibe el nombre de electroforesis. Como las partículas con cargas iguales se repelen, la repulsión evita que las partículas se unan y sedimenten, determinando que el sistema permanezca estable.

EVALUACIÓN 4 SOBRE COLOIDES.

1. Menciona tres productos empleados en la alimentación que se puedan considerar coloides.

2. ¿Cuál es la utilidad práctica de los coloides?

LECTURA COMPLEMENTARIA.

Como la gran mayoría de las sustancias pueden existir en estado coloidal, todos los campos de la química tienen que ver con la química de los coloides de un modo u otro. Todos los tejidos vivos son coloidales, de ahí que las reacciones químicas complejas que son necesarias para la vida deben interpretarse en función de la química coloidal. La porción de la corteza terrestre a la que nos referimos al hablar del suelo o tierra de labor se compone, en parte, de materia coloidal; por tanto, la ciencia de suelo debe incluir lá aplicación de la química coloidal al mismo. En la industria, la ciencia del los coloides es importante en la fabricación de pinturas, cerámicas, plásticos, textiles, papel y películas fotográficas, colas, tintas, cementos y adhesivos, goma, aderezos alimenticios, mantequilla, queso y otros productos alimenticios. Procesos tales como el blanqueo, desodorización, curtido, tintado, purificado, flotación de minerales dependen de la adsorción en la super ficie de material coloidal y, por tanto, tienen relación con la química coloidal.

Recientemente han sido puestos en el mercado un cierto número de productos que pueden describirse como coloides instantáneos. Un líquido y un gas están encerrados bajo presión en un recipiente; cuando se libera la mezcla, el gas se dilata y fuerza a salir al líquido en forma de espuma o aerosol. La nata batida y la crema de afeitar son ejemplos famihares de espuma; algunas pulverizaciones insecticidas son ejemplos de aerosoles líquidos. Los gases utilizados para formar espumas de alimentos son normalmente óxido nitroso, dióxido de carbono, nitrógeno o uno de los freones.

ENFRENTATE AL RETO DE LAS PREGUNTAS ICFES.

 Las preguntas que se presenta a continuación son ICFES Tipo I, donde existe una sola respuesta verdadera a partir del encabezado. Justifique la respuesta elegida.

1. Con lO ml de una solución A de HCI neutralizan 20 ml de una solución de NaOH; 5ml de una solución de H₂SO₄ neutralizan 10 ml de la solución de NaOH y con 20 ml de KOH 0,1 M se neutralizan 20ml de la solución A de HCI. Al mezclar 20 ml de la solución de H₂SO₄ con 20 ml de KOH 0,1M, es válido afirmar que la solución resultante es de carácter:

A. neutro, porque se utilizan iguales volúmenes de solución. 

B. básico, porque la concentración de 0H^- es mayor que la de H⁺

C. ácido, porque hay un exceso de iones H⁺                      

D. neutro, porque los iones 1 - 4 son neutralizados completamente por los 0H^-.

BIOCOMBUSTIBLES: Los biocombustible son un tipo de combustibles derivados de biomasa. La biomasa es un fuente de energía renovable, constituida por materia orgánica proveniente de un proceso biológico. Con la biomasa se obtienen combustibles líquidos como el etanol y el biodiésel, y combustibles gaseosos como el hidrógeno y el metano, entre otros. Los biocombustibles se utilizan principalmente como fuente de energía para vehículos a motor y para producir energía eléctrica.

El etanol es un alcohol producido por fermentación y se utiliza en los vehículos como único combustible o en mezclas con otros combustibles derivados del petróleo. La composición de estas mezclas debe encontrarse entre un 5-10% en volumen de etanol para climas fríos o templados, y no debe sobrepasar de un 20% en zonas cálidas. El biodiésel se produce a partir de la reacción química de los triglicéridos con un alcohol, empleando catalizadores que actúan como acelerantes sin intervenir en los productos de la reacción.

2. La afirmación “la composición de mezclas etanol-gasolina debe encontrarse entre un 5-10% en volumen de etanol para climas fríos o templados”  significa que en la mezcla

A. el máximo porcentaje de etanol es del 10% en volumen.              

B. la gasolina debe encontrarse entre el 5- 10% del volumen de etanol.

C. el contenido máximo de etanol no depende de la temperatura del medio.  

D. es recomendable adicionar un valor superior al 10% de etanol.

3. La palabra catalizadores que aparece en el texto para la obtención de biodiésel, hace referencia a compuestos que

A  permiten obtener un mayor porcentaje de etanol en los biocombustibles. 

B. realizan cambios en la velocidad de reacción sin contaminar el biodiésel final.

C. generan diversos tipos de productos de gran importancia en el transporte.      

D. intervienen en la reacción generando productos menos contaminantes.

CONTESTE LAS PREGUNTAS 4 Y 5 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN

A cuatro vasos que contienen volúmenes diferentes de agua se agrega una cantidad distinta de soluto X de acuerdo con la siguiente tabla. En cada vaso se forman mezclas homogéneas

4. De acuerdo con la situación anterior, es válido afirmar que la concentración es

A. mayor en el vaso 3                                       B. igual en los cuatro vasos        

C. menor en el vaso 1                                       D. mayor en el vaso 2

5. Si se evapora la mitad del solvente en cada Uno de los vasos es muy probable que al final de la evaporación:

A. los cuatro vasos contengan igual masa de la sustancia X        B. la concentración de las cuatro soluciones sea igual

C. disminuya la concentración de la solución del vaso dos           D. aumente la masa de la sustancia X en los cuatro vasos

CONTESTE LAS PREGUNTAS 6 A 8 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÓN

La solubilidad indica la máxima cantidad de soluto que se disuelve en un solvente, a una temperatura dada. En la gráfica se ilustra la solubilidad del soluto X en el solvente Y en función de la temperatura.

6. La solubilidad de X en Y a 20ºC es: A. 15 g de X en 100 g de Y    B. 10 g de X en 100 g de Y   

                                                             C. 5 g de X en 100 g de Y       D. 25 g de X en 100 g de Y

7. Es válido afirmar que al mezclar 15 g de X con 100 g de Y se forma una

A. solución a 10ºC                  B. mezcla heterogénea a 20ºC   C. solución a 40ºC            D. mezcla heterogénea a 30ºC                      

8.  A 40ºC una solución contiene una cantidad desconocida de X en 100 g de Y; se disminuye gradualmente la temperatura de la solución hasta 0ºC, con lo cual se obtienen 10 g de precipitado, a partir de esto es válido afirmar que la solución contenía inicialmente: A. 25 g de X                         B. 20 g de X                      C. 15 g de X                D. 10 g de X

9.  A un tubo de ensayo que contiene agua, se le agregan 20g de NaCl; posteriormente, se agita la mezcla y se observa que una parte del NaCl agregado no se disuelve permaneciendo en el fondo del tubo. Es válido afirmar que en el tubo de ensayo el agua y el NaCl conforman: A. una mezcla heterogénea                   B. un compuesto                        C. una mezcla homogénea                  D. un coloide

RESPONDA LAS PREGUNTAS 10 Y 11 DE ACUERDO CON LA SIGUIENTE INFORMACIÖN

A 1L de agua se adiciona continuamente una sal obteniendo la gráfica que se presenta a continuación

10.  De acuerdo con la gráfica es correcto afirmar que bajo estas condiciones en 1L de agua la cantidad de sal disuelta en el punto

A. Y es mayor de 20g                       B. X es igual a 20g          C. Y es menor de 20g                               D. X es menor de 20g

11. La concentración es una medida de la cantidad relativa de un soluto que se disuelve en un solvente. A una solución de sal en agua se adiciona gradualmente sal y posteriormente se adiciona agua. La gráfica que representa la concentración durante el transcurso del ensayo es

12. Si se realiza el experimento utilizando 2L de agua y las mismas cantidades de sal, la gráfica que representa correctamente la variación de la concentración de sal disuelta en función de la cantidad de sal adicionada es

13. La siguiente gráfica ilustra la solubilidad de una sustancia X en 100g de agua, con respecto a la temperatura.

Si una solución al 10% (p/p) de la sustancia X se prepara a 30ºC y después se enfría hasta alcanzar una temperatura de 0ºC es válido afirmar que

A. se precipitaran 10g de X, porque el solvente esta sobresaturado a 0ºC       

B. no se presentara ningún precipitado, porque la solución esta saturada a 0ºC

C. no se presentara ningún precipitado, porque la solución esta sobresaturada a 0ºC

D. se precipitaran 5g de X, porque el solvente solo puede disolver 5g a 0ºC

14. En la etiqueta de un frasco de vinagre aparece la información: solución de ácido acético al 4% en peso. El 4% en peso indica que el frasco contiene

A. 4 g de ácido acético en 96 g de solución                                                     B. 100 g de soluto y 4 g de ácido acético

C. 100 g de solvente y 4 g de ácido acético                                                    D. 4 g de ácido acético en 100 g de sol.

15. Los carbohidratos se transforman en energía y otros productos en presencia de oxígeno como lo representa la siguiente ecuación: C₆H₁₂O₆ + 6 O₂   luz ultravioleta  6 CO₂ + 6 H₂O + Energía

 

En una atmósfera compuesta en un 80% de Hidrógeno y 20% de Dióxido de Carbono, y que permite el paso de la luz ultravioleta; se tiene una cantidad de Glucosa. Transcurrido un tiempo y al analizar los gases de la atmósfera se tiene que:

A. contiene 20% de CO₂, 40% de H₂O y 40% de H₂                            B. contiene 10% de CO₂, 10% de H₂O y 80% de H₂

C. contiene 40% de CO₂, 20% de H₂O y 40% de H₂                           D. contiene 20% de CO₂ y 80% de H₂