soluciones

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SOLUCIONES
1) INTRODUCCIÓN:
Una mezcla puede presentarse en forma homogénea, cuando su composición es
uniforme (o de una fase única) al igual que sus propiedades, o heterogénea, si
presenta más de una fase y sus propiedades son diferentes en cada una de ellas.
Una solución o disolución es una mezcla homogénea (es decir, consta de una sola
fase) de dos o más sustancias y puede encontrarse en cualquiera de los estados,
gaseoso, líquido o sólido. La solución también se diferencia de las sustancias puras
por cuanto puede prepararse en una gran variedad de proporciones y sus
componentes pueden separarse por métodos físicos. Ejemplos de soluciones son el
agua salada, el aire y las aleaciones como el acero o el oro de 14 ó 18 kilates.
Todas las mezclas gaseosas son homogéneas o soluciones debido a que los gases se
mezclan entre sí en todas proporciones; el aire es un ejemplo de ellas. Por otra parte,
ejemplo de soluciones sólidas son las ya mencionadas, aleaciones (solución de sólido
en sólido).
Las soluciones líquidas tienen el arreglo molecular típico de un líquido puro, con la
diferencia de que no todas las partículas son las mismas puesto que se trata de una
mezcla. Una gota de una solución tiene las mismas propiedades y análisis que
cualquier otra porción de la misma.
Una solución tiene dos componentes que son el soluto o sustancia disuelta, o fase
dispersa, y el solvente o medio (fase) dispersante. Las soluciones que contienen sólo
un soluto y un solvente se llaman soluciones binarias.
La leche, la mayonesa, la manteca y las jaleas son dispersiones coloidales, otra clase
de mezcla cuya diferencia con las soluciones se debe principalmente al tamaño de las
partículas que la componen.
Las soluciones líquidas verdaderas son transparentes (aún cuando a veces estén
coloreadas), no son separables por filtración y son estables, esto es, la fuerza de
gravedad no las sedimenta.
Enfocaremos nuestra atención sobre las soluciones en las cuales el agua es el
solvente, llamadas soluciones acuosas.
1.1) SOLUBILIDAD Y PROCESOS DE DISOLUCIÓN:
La solubilidad de una sustancia es una medida de cuántos gramos de soluto se
pueden disolver en 100 mL de solvente a una temperatura específica. La solubilidad
de un soluto en particular depende de la atracción relativa entre las partículas en las
sustancias puras y las partículas en la solución.
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La constante dieléctrica del agua es muy alta. Por consiguiente, este líquido es un
medio que reduce enormemente la fuerza entre las partículas cargadas. En la figura
1-a podemos ver cómo se efectúa la disolución de un cristal de cloruro de sodio
(compuesto iónico) en agua; se trata de una interacción entre fuerzas llamada iondipolo. Cuando el solvente es el agua, se dice que las partículas del soluto se
hidratan y a este fenómeno se le denomina hidratación; para los demás solventes,
en general, se denomina solvatación.
Un fenómeno semejante a éste, denominado interacción dipolo-dipolo hace que los
compuestos covalentes polares (como el amoníaco, NH3 o el gas carbónico, CO2), sean
solubles en agua; los llamados puentes de hidrógeno, son un tipo especial de
interacción dipolo-dipolo (ver figura 1-b).
Figura 1-a. Cuando el cloruro de sodio (o
cualquier otro compuesto iónico) se disuelve en
agua, cada ion se separa por completo del
cristal sólido y se hidrata (queda rodeado de
moléculas de agua). Observa las diferencias de
orientación de las moléculas de agua que
rodean a los iones hidratados.
Figura 1-b Puentes de hidrógeno. El agua puede formar puentes de hidrógeno con moléculas
que contienen átomos de nitrógeno u oxígeno. Por lo general, moléculas que no poseen más
de cuatro átomos de carbono por cada átomo de nitrógeno u oxígeno, son solubles en agua.
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2) CLASIFICACIÓN:
Al momento de clasificar las soluciones, nos encontramos con una gran variedad de
parámetros a tener en cuenta:
• De acuerdo a su carácter electrolítico, las soluciones pueden ser
conductoras ó no conductoras de la corriente (según el tipo de soluto que
contengan)
• De acuerdo a las cantidades relativas de soluto y de solvente, las
soluciones pueden ser saturadas ó insaturadas. En general una solución
saturada puede definirse como “concentrada”. Normalmente una solución
“relativamente diluida” es considerada aquella cuya cantidad de soluto no
supera el mol/L ( es decir, su concentración es inferior a 1 M)
3) UNIDADES DE CONCENTRACIÓN:
La composición de una solución puede expresarse cuantitativamente especificando su
concentración, para lo cual se utilizan distintas unidades, por ejemplo:
•
Unidades físicas:
1- Concentración en gramos por litro:
Expresa la masa de soluto que está disuelta en un litro de solución.
g/L =
masa( g ) soluto
volumen( L) solución
2- Porcentaje en masa:
Expresa la proporción entre la masa de soluto y la masa de solución,
normalizada a porcentaje:
% (m/m) =
masadesoluto
x100
masadesolu ción
3- Porcentaje en volumen:
Con esta unidad se indica la proporción porcentual entre el volumen de soluto y
el volumen de solución.
% (m/V) =
volumendesoluto
x100
volumendesolución
4- Porcentaje masa /volumen:
Con esta unidad se indica la proporción porcentual entre la masa de soluto y el
volumen de solución.
% (V/V) =
masadesolu to
x100
volumendesolución
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•
Unidades químicas:
1- Molaridad o concentración en mol por litro:
Expresa la cantidad de soluto (en mol) que están disueltos en un litro de
solución.
M=
moldesoluto
Volumen( L) solución
2- Molalidad o concentración molal:
Expresa la cantidad de soluto (en mol), por cada Kg de solvente.
m=
moldesoluto
Kgdesolvente
3- Fracción molar de soluto:
Esta proporción molar es el cociente en mol, entre la cantidad de soluto y la
cantidad total de partículas que están en solución.
X
soluto
=
moldesolut o
moldesolut o + moldesolvente
DENSIDAD DE UNA SOLUCIÓN:
Si bien la densidad de una sustancia nos da una idea de la cantidad de sustancia
presente por unidad de volumen, la densidad de una solución no nos da una
información suficiente acerca de la cantidad de partículas de soluto, por lo cual esta
magnitud NO es una unidad d e concentración.
d=
masadesolución
V (mL) solución
4) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES:
Las soluciones se pueden preparar por varios métodos, de los cuales los más comunes
son:
4.1) Por masada directa, es decir partiendo de sus componentes: del soluto y
del solvente.
4.2) Por el método de dilución.
4.3) Por mezcla de dos soluciones del mismo soluto: partiendo de dos
soluciones de diferente concentración, para obtener una tercera
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4.1) Por masada directa:
Para la primera forma, se suele utilizar como recipiente un matraz
volumétrico.
El procedimiento consiste en pesar “exactamente” la cantidad necesaria de
soluto, el cual debe ser muy puro, verter un poco de solvente en el matraz y
luego, con ayuda de un embudo, agregar dicho soluto poco a poco con agitación
hasta que se disuelva completamente.
Finalmente, se debe completar con el solvente hasta la marca (aforo o enrase),
el cual indica el volumen del matraz; tapar y agitar invirtiéndolo como mínimo
10 veces para homogeneizar la solución, (ver figura 1).
Figura 1: Para preparar 1.00 L de una solución de molaridad específica, se debe: (a) obtener la masa
apropiada de lo que será el soluto. (b) Transferir el sólido a un matraz aforado de 1.00 L, lleno en parte
con agua destilada, (c) agregar agua suficiente para llenar el matraz hasta la marca de 1.00L.
4.2) Por el método de dilución.
Otra forma de preparación de soluciones, es el método de dilución, el cual se
utiliza para preparar soluciones de menor concentración (soluciones diluidas) a
partir de otras de mayor concentración (soluciones concentradas); esto se logra
por la sola adición de solvente.
El fundamento del método consiste en que la cantidad de soluto (n) no se altera por
el hecho de agregar solvente.
mol de soluto antes de la dilución = mol de soluto después de la dilución
ni = nf (1)
De la definición de Molaridad tenemos: M =
Entonces reemplazando en (1):
Mi . Vi = Mf . Vf
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n
V
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Conociendo el volumen (Vf ) y la concentración de la solución que queremos
preparar (Mf ), podemos calcular qué volumen (Vi) de solución concentrada (Mi)
debemos tomar con pipeta, para preparar la solución deseada.
Vi = Mf . Vf / Mi
4.3) Por mezcla de soluciones:
(1)
(2)
+
HCl(ac) 0,50 M
V1 = 100 mL
(3)
=
HCl(ac) 2,0 M
V2 = 50 mL
HCl(ac) ? M
V3 = 150 mL
Es posible preparar una determinada solución (3), por mezcla de dos ó más
soluciones del mismo soluto, como se muestra en la figura.
Cuando se realiza esta operación hay que tener presente que si bien los volúmenes
de ambas soluciones (1 y 2) se pueden sumar para obtener el volumen final de la
solución a preparar, no ocurre lo mismo con las concentraciones. Pero sí se pueden
sumar los mol de soluto.
Recordemos que:
M=
n
de manera que
V ( L) solución
Para la solución (1) se tiene que:
n1 = M1 . V1
Para la solución (2) se tiene que:
n2 = M2 . V2
De manera análoga para (3):
n3 = M3 . V3
n=M.V
Como dijimos anteriormente:
n1 + n2 = n3
Sustituyendo en esta última ecuación por los valores de n1 , n2 y n3, tenemos:
M1 . V1 + M2 . V2 = M3 . V3
Y despejando de esta última ecuación, podremos calcular la concentración de la
solución que se obtiene por mezcla de las otras dos:
M3 = (M1 . V1 + M2 . V2 )/ V3
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5- PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES:
Algunas propiedades físicas de las soluciones, difieren notablemente de las
propiedades del solvente puro.
Por ejemplo, el Punto de ebullición (PE) de cualquier solución acuosa es
considerablemente distinto del Punto de Ebullición del agua pura. Esta diferencia de
Puntos de Ebullición no se debe al tipo de soluto, sino que depende de cuánto soluto
haya en la solución.
Estas propiedades que reciben el nombre de “coligativas” dependen de las cantidades
relativas de soluto y no dependen del tipo de partículas que componen al soluto.
El estudio cualitativo de estas propiedades se hace comprensible desde un análisis
corpuscular de las interacciones soluto – solvente, para luego entender los aspectos
cuantitativos (relaciones que “muestran” diferencias medibles entre las propiedades
de la solución y las propiedades del solvente puro).
Los aspectos cuantitativos de las propiedades coligativas de las soluciones de
comportamiento ideal, se pueden resumir de la siguiente manera:
SOLUCIONES IDEALES CON SOLUTOS MOLECULARES NO VOLÁTILES
5.1) DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR:
Ley de Raoult:
Cuando se adiciona un soluto no volátil a un solvente volátil, la presión de
vapor de este último desciende debido al aumento de las atracciones
intermoleculares. La presión de vapor, como propiedad intensiva del solvente
corresponde a la presión que ejercen las moléculas que fugan del líquido a la
fase vapor, estableciéndose un equilibrio dinámico entre fases en un recipiente
cerrado a una temperatura determinada.
El agregado de un soluto no volátil reduce la capacidad de fuga de las
moléculas del solvente a la fase vapor. Al mismo tiempo la frecuencia con que
las moléculas de solvente en la fase gaseosa retornan al líquido no cambia; la
presencia del soluto reduce la presión de vapor del solvente en la solución, por
lo cual la presión de vapor sobre el solvente puro, es mayor que la presión de
vapor sobre la solución.
Este descenso en la presión de vapor depende directamente de la proporción
molar de soluto. La presión de vapor del solvente en solución es directamente
proporcional a la fracción molar del mismo.
Psolvente = Xsolvente . Pºsolvente
Siendo
Pºsolvente
la presión de vapor del solvente puro.
Teniendo en cuenta que
expresarse:
Xsolvente + Xsoluto
= 1, la ley de Raoult puede
Psolvente = (1 - Xsoluto) . Pºsolvente
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Como cualquier fracción molar es menor que la unidad, se deduce que
Psolvente
será menor que Pºsolvente. Conociendo la composición de la solución y la
presión de vapor del solvente puro, puede determinarse la presión de vapor de
la solución.
Cualquier solución que cumpla con esta ley se puede definir como solución
ideal. Las soluciones reales se aproximan más al comportamiento ideal cuando
la concentración es relativamente baja y tanto el soluto como el solvente
presentan tamaños moleculares semejantes e interacciones intermoleculares
similares.
Si las fuerzas intermoleculares solvente – soluto son más débiles que soluto soluto o solvente – solvente, la presión de vapor del solvente tiende a ser
mayor que la que predice la ley de Raoult. En cambio si las interacciones soluto
– solvente son excepcionalmente fuertes (ej. puentes de hidrógeno) la presión
de vapor del solvente será menor que la predicha por la ley de Raoult.
5.2) ASCENSO EBULLOSCÓPICO Y DESCENSO CRIOSCÓPICO:
Una solución de soluto no volátil hierve a una temperatura mayor y congela a
una temperatura inferior a las correspondientes para el solvente puro. Tanto el
Punto de Ebullición como el Punto de Fusión de una sustancia dependen de su
Presión de vapor. El ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico en una
solución son consecuencias directas del descenso de la presión de vapor del
solvente debido a la presencia del soluto. En ambos casos se requerirá un
mayor intercambio de energía para alcanzar los correspondientes equilibrios de
fase.
Es ascenso ebulloscópico implica un mayor suministro de energía para vencer
las fuerzas de atracción soluto – solvente y así, la igualación de la presión de
vapor con la presión externa se dará a una mayor temperatura.
El análisis de los diagramas de fases para el agua y para una solución acuosa
de soluto no volátil, permite una mejor visualización.
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La diferencia entre el Punto de Ebullición del solvente puro y el de la solución,
es proporcional a la molalidad (m):
∆Teb = Keb . m
siendo Keb la constante molal ebulloscópica
La diferencia entre el punto de fusión del solvente puro y el de la solución, es
proporcional a la molalidad (m):
∆Tcri = Kcri . m
siendo Kcri la constante molal crioscópica.
En la siguiente tabla pueden verse para algunos solventes los valores de Keb y
Kcri así como también los Puntos de Ebullición y Fusión.
Solvente
Ácido etanoico
Benceno
Alcanfor
Tetracloruro de carbono
Cloroformo
Etanol
Naftaleno
Agua
Ciclohexano
p- diclorobenceno
PE (ºC) Keb(ºC/m) PF (ºC) Kcri (ºC/m)
118,1
80,1
76,8
61,2
78,4
100,0
81,0
-
3,07
2,53
5,02
3,63
1,22
0,512
2,79
-
16,6
5,5
179,0
-22,8
-63,5
-114,6
80,2
0,0
6,5
5,3
-3,9
-5,12
-39,7
-29,8
-4,68
-1,99
-6,80
-1,86
20,2
7,10
5.3) ÓSMOSIS Y PRESIÓN OSMÓTICA:
Ciertos materiales sintéticos como el celofán y muchas membranas de
sistemas biológicos (membranas celulares) son semipermeables. Es decir
que estos materiales permiten el paso de algunas partículas e impiden
selectivamente el paso de otras, dependiendo del tamaño de las mismas,
de los poros de la membrana y de la polaridad de ambos.
Membrana celular
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Así, una membrana semipermeable colocada entre dos soluciones de
distinta concentración, permite que éstas alcancen un “equilibrio de
concentraciones”. Esto es posible porque la membrana permite el pasaje
de moléculas de solvente desde la solución diluida hacia la concentrada.
Este fenómeno recibe el nombre de “Proceso de Ósmosis”.
Como consecuencia de este proceso, los niveles de líquidos en ambas ramas del
tubo en U de la figura, se hacen desiguales. Para “devolver” el líquido a su nivel
original es necesario aplicar una fuerza en una de las ramas. Esta fuerza
necesaria para revertir o evitar el proceso de ósmosis, recibe el nombre de
PRESIÓN OSMÓTICA
(π) de la solución, que es proporcional a su Molaridad.
π = M.R.T
Si dos soluciones separadas por una membrana semipermeable tienen igual
concentración, no ocurrirá ósmosis y decimos que tiene igual presión osmótica.
Estas soluciones se llaman ISOTÓNICAS.
En cambio si tienen distinta concentración, tendrán distinta presión osmótica y
la más concentrada se llama HIPERTÓNICA respecto a la solución diluida.
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Al considerar como semipermeable a la membrana plasmática, las células de los
organismos pluricelulares deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos
tisulares que los bañan.
Si los líquidos extracelulares aumentan su concentración de solutos, se haría hipertónica
respecto a las células, como consecuencia se originan pérdida de agua y deshidratación
(plasmólisis)
De igual forma, si los líquidos extracelulares se diluyen, se hacen hipotónicos respecto a
las células. El agua tiende a pasar al protoplasma y las células se hinchan y se vuelven
turgentes, pudiendo estallar (en el caso de células vegetales la pared de celulosa lo
impediría), por un proceso de turgescencia.
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nvmvnvnv
En el caso de los eritrocitos sanguíneos la plasmólisis se denomina crenación y la
turgescencia hemólisis.
Las personas que requieren reposición de fluídos corporales o nutrimentos a través de
inyectables intravenosos, deben ser tratadas con sueros ó soluciones isotónicas para evitar
los procesos de hemólisis y crenación.
5.3.1) APLICACIONES DE LA PRESIÓN OSMÓTICA:
•
•
Para estudiar el contenido de los eritrocitos (las células rojas de la sangre)
que están protegidos del medio externo por una membrana semipermeable,
los bioquímicos utilizan la técnica llamada hemólisis.
Los eritrocitos se colocan en una solución hipotónica. Debido a que la
solución hipotónica tiene una concentración menor que la del interior de las
células, el agua se mueve hacia las células. Las células se hinchan y por
último se rompen y liberan hemoglobina y otras moléculas.
La conservación casera de las compotas y jaleas proporciona otro ejemplo
práctico de la presión osmótica.
Una gran cantidad de azúcar es esencial en el proceso de conservación,
porque el azúcar ayuda a matar las bacterias que pueden causar el
botulismo.
Cuando una célula bacteriana está en una solución hipertónica de azúcar, el
agua intracelular tiende a salirse de la célula bacteriana hacia la solución
más concentrada, por ósmosis. Este proceso conocido como crenación, hace
que la célula se encoja y por último, deje de funcionar.
La acidez natural dulces y preparados caseros de este tipo, también inhibe el
crecimiento bacteriano.
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•
La presión osmótica también es el mecanismo principal para el transporte
ascendente de agua en las plantas. Como las hojas constantemente liberan
agua al aire, mediante la transpiración, aumenta la concentración de solutos
en los fluidos de las hojas. El agua es impulsada a través del tronco, las
ramas y los tallos de los árboles por la presión osmótica.
5.4) EMPLEO DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS EN LA DETERMINACIÓN DE
LA MASA MOLAR
Las propiedades coligativas de las soluciones de no electrolitos proporcionan un medio
para determinar la masa molar de un soluto. En teoría, se pueden utilizar cualquiera
de las cuatro propiedades coligativas. Sin embargo, en la práctica sólo se utilizan el
descenso crioscópico y la presión osmótica porque son las que presentan los cambios
más pronunciados.
A partir de la disminución del punto de congelación ó de la presión osmótica,
determinados experimentalmente, es posible calcular la molalidad (m) ó la molaridad
(M) de una solución. Si se conoce la masa de soluto, se puede determinar su masa
molar ( M )
Ejemplo 1:
Una muestra de 7,85 g de un compuesto formado por carbono e hidrógeno se
disuelve en 301 g de benceno. El punto de fusión de la solución es 1,05 ºC
menor que el del benceno puro. ¿Cuál es la masa molar del compuesto?
∆Tcri = Kcri . m
siendo: ∆Tcri = 1,05 ºC
Kcri para el benceno de 5,12 ºC/m
Despejando obtenemos el valor de
m=
Recordando que
Y como:
n=
m = ∆Tcri / Kcri
m = 0,205 molal
moldesoluto
Kgdesolvente
n soluto = 0,0617 mol
masa
M
M =
7,85 g
0,0617mol
M = 127 g/mol
Ejemplo 2:
Se prepara una solución disolviendo 35,0 g de hemoglobina (que abreviaremos
Hb), en la cantidad suficiente de agua para tener un volumen de 1,0 L. Si se
encuentra que la presión osmótica
calcula la masa molar de la Hb.
π = M. R.T
de donde M =
Sabemos que M =
π
de la solución es de 10 mmHg a 25 ºC,
π / R.T
M = 5,38 x 10-4mol/L
moldesoluto
, entonces: n = M. V, sustituyendo,
Volumen( L) solución
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nHb = 5,38 x 10-4mol/L . 1,00L
Como n =
nHb = 5,38 x 10-4mol
masa
, despejando obtenemos que:
M
M = 6,51 . 104 g/mol
6) BIBLIOGRAFÍA:
•
•
•
•
•
•
Laboratorio de Química del Liceo Departamental de Canelones: “Tomás
Berreta”; material elaborado por el profesor Julio Hanna. Año 2005.
http://quimicautnfrt.galeon.com/TemaN7.htm
http://www.biologycorner.com/bio1/diffusion.html
http://www.um.es/molecula/sales06.htm
http://www.tusalud.com.mx/120670.HTM
Chang R.; “Química”; 6ª edición; editorial Mc. Graw – Hill; 1999.
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