SOLUCIONES QUIMICAS

SOLUCIONES QUIMICAS
PORCENTAJE MASA / MASA ( PESO / PESO ) DE SOLUTO
masa de soluto [ g ] × 100
% P / P = -------------------------------------------masa de solución [ g ]
PORCENTAJE MASA / VOLUMEN ( PESO / VOLUMEN ) DE SOLUTO
masa de soluto [ g ] × 100
% P / V = ---------------------------------------------volumen de solución [ ml ]
PORCENTAJE VOLUMEN / VOLUMEN DE SOLUTO
volumen de soluto [ ml ] × 100
% V / V = --------------------------------------------------volumen de solución [ ml ]
FRACCION MOLAR DE SOLUTO
número de moles de soluto
 soluto = ---------------------------------------------número de moles totales
MOLARIDAD
número de moles de soluto × 1000
M = ----------------------------------------------------------volumen de solución [ ml ]
MOLALIDAD
número de moles de soluto × 1000
m = ---------------------------------------------------------masa de solvente [ g ]
NORMALIDAD
número de equivalentes gramo de soluto × 1000
N = -------------------------------------------------------------------------------volumen de solución [ ml ]
LEY DE HENRY
A temperatura constante, la solubilidad de un gas en un líquido, es directamente
proporcional a la presión parcial de dicho gas ( p gas ) sobre la solución:
 gas = k p gas
Donde  gas es la fracción molar del gas y k una constante de proporcionalidad
que depende de la temperatura y de la naturaleza del gas y del líquido.
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las propiedades coligativas de una solución son aquellas que dependen solamente
de la concentración de soluto. Estas son: disminución de la presión de vapor del
solvente, disminución del punto de congelación, aumento del punto de ebullición y
la presión osmótica de la solución.
LEY DE RAOULT
La disminución relativa de la presión de vapor de un líquido volátil, al disolver en él
un soluto no salino es igual a la fracción molar de ese soluto. Equivale a decir que la
presión de vapor parcial de un líquido volátil ( p ) en una solución, es igual a su
fracción molar (  ) multiplicada por la presión de vapor de ese líquido puro ( p o ) .
p = po
Las soluciones que cumplen esta ley se denominan soluciones ideales.
Generalmente son soluciones diluídas.
DISMINUCION DEL PUNTO DE CONGELACION
La disminución del punto de congelación de una solución (  T c ) , con respecto
al punto de congelación del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino, está
dada por:
Tc = mKc
Donde:
m es la molalidad y
 T c es la constante crioscópica del solvente. También se le denomina constante
molal del punto de congelación.
AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICION
El aumento del punto de ebullición de una solución (  T e ) , con respecto al punto
de ebullición del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino y no volátil,
está dado por:
Te = mKe
Donde:
m es la molalidad y
 T e es la constante ebulloscópica del solvente. También se le denomina constante
molal del punto de ebullición.
PRESION OSMOTICA
Si una solución y su solvente puro están separados por una membrana
semipermeable que deja pasar solamente a las moléculas de solvente, el resultado
neto es el paso de solvente a la solución. Este fenómeno se denomina ósmosis.
La presión osmótica, es la presión que se debe aplicar a la solución para que no
ocurra la ósmosis. Es decir, el resultado neto no indique paso del solvente a través
de la membrana semipermeable.
Van't Hoff determinó que para soluciones diluídas, la presión osmótica (  ) ,
satisface la siguiente relación:
V = nRT
Donde:
V es el volumen de la solución [  ]
n es el número de moles de soluto
R es la constante universal de los gases ideales ( = 0,082 [ atm–/mol–K ] )
T temperatura absoluta [ K ]
ELECTROLITO
Hay soluciones que presentan valores para sus propiedades coligativas, muy
diferentes a lo calculado teóricamente y además son conductoras de la electricidad.
A estas soluciones se les denomina electrolitos y a las otras no electrolitos. Sus
solutos también reciben estas denominaciones. Los electrolitos son generalmente
soluciones de ácidos, bases o sales.
Van't Hoff introdujo el factor i ( factor de Van't Hoff ) para mantener las relaciones
ya estudiadas:
Tc = imKc
Te = imKe
V = inRT
A medida que las soluciones se hacen más diluídas, el factor i tiende a tomar
valores enteros positivos ( 2, 3, 4, etc. ).
TEORIA DE LA DISOCIACION ELECTROLITICA ( ARRHENIUS )
Arrhenius estableció la teoría de la disociación electrolítica para los electrolitos.
Se basa en lo siguiente:
1 ) Los electrolitos en solución o fundidos se disocian parcialmente en iones con
cargas eléctricas, de tal forma que las cargas positivas totales sean iguales a las
cargas negativas totales.
2 ) Los iones son átomos o grupos de átomos con carga eléctrica positiva para los
metales y carga eléctrica negativa para los no metales o radicales no metálicos.
Estos radicales permanecen sin modificaciones para compuestos químicamente
análogos ( por ejemplo: Cl – para todos los cloruros ) .
3 ) Los iones actúan independientemente unos de otros y de las moléculas
no disociadas. y son diferentes en sus propiedades físicas y químicas.
4 ) La disociación electrolítica es un proceso reversible, es decir, los iones pueden
reagruparse para formar nuevamente la molécula. A mayor dilución de la solución
el reagrupamiento de los iones se hace más difícil, porque están más alejados.
En soluciones muy diluídas, prácticamente todas las moléculas se han disociado
y ésto explica el hecho de que el factor i tome valores enteros positivos en estas
soluciones.
LEY DE DISTRIBUCION O DE REPARTO
La razón entre las concentraciones de un soluto ( C A y C B ) en dos líquidos
inmiscibles A y B , es constante e igual a la razón entre las respectivas
solubilidades ( S A y S B ) .
CA
SA
------- = -------CB
SB
Se cumple para solutos poco solubles en ambos líquidos.