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2º Bachiller QUÍMICA T0 1. LEYES FUNDAMENTALES. TEORÍA ATÓMICA. La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que acompañan a dichos procesos. La química se apoya en los fundamentos matemáticos y físicos y es, a su vez, el fundamento de las ciencias de la vida: la biología y la medicina: BIOLOGÍA MEDICINA QUÍMICA FÍSICA MATEMÁTICAS Repasemos sus fundamentos: 1.1 Ley de la conservación de la masa La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Por masa entendemos como la medida de la cantidad de materia que contiene una muestra de cualquier material. En 1789, Lavoisier enunció el principio de conservación de la materia: La materia ni se crea ni se destruye, sino que se transforma. No existen cambios observables en la cantidad de materia durante una reacción química ordinaria. Esto significa que la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las sustancias resultantes (productos): 1 2º Bachiller QUÍMICA 𝑚𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 = T0 𝑚𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 También, se puede enunciar que en un sistema cerrado (sin intercambio de materia con el exterior), la masa total de las sustancias existentes no cambia aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas. 1.2 Ley de la conservación de la energía Entre los siglos XVIII y XIX, se desarrolla otro principio de utilidad básica para físicos y químicos. Se conoce como principio de conservación de la energía, enunciado por Robert Mayer, que nos dice: La energía ni se crea ni se destruye, sólo se transforma. Es decir, la energía es indestructible en su conjunto y cualitativamente convertible de una forma a otra. Conviene recordar aquí, que toda reacción química siempre lleva asociada intercambios de formas de energía. Sin embargo, no siempre que tenga lugar una transformación de energía, implica que ocurra un cambio químico. 1.3 Ley de la conservación materia-energía Con la llegada de la era nuclear en el s. XX, se comprendió que la masa y la energía son interconvertibles. El proceso de conversión viene regido por la famosa ecuación de Einstein: 𝐸 = ∆𝑚𝑐 2 Que establece que la cantidad de energía que se libera, al transformarse la materia en energía, es el producto de la masa transformada y el cuadrado de la velocidad de la luz. En los reactores nucleares se verifica, de forma controlada, este proceso. La energía del Sol (y de las demás estrellas) tiene, también, este origen. La ley de conservación de la masa y la ley de conservación de la energía han dejado de ser dos leyes independientes. Deben reunirse en una única ley de conservación masa-energía: La cantidad combinada de materia y energía en el Universo es fija. No obstante, salvo en los procesos nucleares, podemos continuar aplicando de forma separada ambos principios de conservación. 2 2º Bachiller QUÍMICA T0 Ejemplo, reacción química en la que se liberan 100 kcal; esta energía equivale a una pérdida de masa de 4.7·10-9 g (0,0000000047 g). La balanza más sensible (0,000001 g) sería incapaz de detectar dicha variación de masa. 1.4 Ley de la composición constante o definida A partir del s XVIII se fue haciendo más frecuente el estudio de los pesos de las sustancias que intervienen en los procesos químicos, en las disoluciones, en las mezclas, etc. Por métodos tan sencillos como calentar un metal en el aire, para obtener su óxido (síntesis), o bien calentar una sustancia para descomponerla en sus elementos (análisis), se reunió una gran cantidad de datos de modo que para un compuesto (no se conocía su fórmula), se conocían los elementos que lo formaban y los porcentajes de cada uno de ellos. Trabajando de esta forma los primeros químicos lograron establecer leyes empíricas que constituyen la base de la química. Entre ellos Louis Joseph Proust, químico francés, pero que contratado por Carlos III desarrolló gran parte de sus trabajos en España. En 1799 enunció la ley de la composición constante: Cuando dos o más elementos (o compuestos) se unen para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en una proporción en peso fija. Así, por ejemplo, si hacemos reaccionar 10 g de cloro con 10 g de sodio se comprueba que los 10 g de cloro no reaccionan con todo el sodio, sino con una porción de él, exactamente 6,484 g, quedando el resto sin reaccionar (3,516 g). Y ni cambiando las condiciones, lograremos formar sal común combinando estos elementos en otras proporciones. Siempre ocurrirá según: 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜 6,484 12,968 4,934 = = = = 𝑐𝑡𝑒 𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜 10 20 7,610 Cualquier muestra de sal común, provenga del mar, de una mina o del plasma sanguíneo, contendrá siempre un 39,34% de sodio y un 60,66% de cloro. 1.5 Ley de las proporciones múltiples Cuando se hace reaccionar 1,000 g de oxígeno con cobre, se consumen 3,971 g ó 7,942 g, dependiendo de las condiciones en que se lleve a cabo el proceso. ¿Falla, entonces, la ley de las proporciones definidas? No, la razón es que en cada caso se obtiene un óxido de cobre (compuesto) diferente: 1,000 g de oxígeno + 3,971 g de cobre → óxido de cobre (a) 1,000 g de oxígeno + 7,942 g de cobre → óxido de cobre (b) 3 2º Bachiller QUÍMICA T0 Si hallamos el cociente de las cantidades de cobre que reaccionan con 1,000 g de oxígeno (cantidad fija), comprobaremos: 3,971 1 = → 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑠𝑒𝑛𝑐𝑖𝑙𝑙𝑎 7,942 2 Y, precisamente esto es lo que dice la ley de las proporciones múltiples (enunciada por Dalton en 1803): Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos, está en la relación de números enteros sencillos (como 1:2; 3:1; 2:3;…). 1.6 Ley de los pesos de combinación o proporciones recíprocas Realizando un estudio similar al anterior, pero en este caso haciendo reaccionar cantidades de diferentes elementos con una cantidad fija de otro, Benjamin Richter, llegó a la conclusión de que: Las cantidades de diferentes sustancias que se combinan con una cantidad fija de otra, dan la relación en que ellos se combinan entre sí, o multiplicada por un número sencillo. Por ejemplo, 0,12 g de Hidrógeno 1 g de oxígeno se combina con 2,50 g de Calcio 0,37 g de Carbono Pues cuando el Hidrógeno, el Calcio o el Carbono se combinan entre sí, lo hacen en la relación de pesos antes señalada o multiplicada por un número sencillo: C/H =0,37/0,12; C/Ca=[0,37/2,50]·4 1.7 Teoría atómica de Dalton John Dalton, en el s XIX reunió y explicó las anteriores leyes de combinación (leyes absolutamente experimentales) a partir de una misma base teórica. Su teoría atómica de la química puede simplificarse en las siguientes conclusiones: I. La materia está formada por átomos consistentes en partículas separables entre sí, pero indivisibles e inalterables. 4 2º Bachiller QUÍMICA II. T0 Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y en propiedades. III. Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades. IV. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación constante y sencilla en número. V. En una reacción química, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se produce una redistribución de átomos. Las suposiciones de DALTON permiten explicar fácilmente las leyes ponderales de las combinaciones químicas, ya que la composición en peso de un determinado compuesto viene determinada por el número y peso de los átomos elementales que integran el «átomo» del compuesto. Ley de la conservación de la materia. Por ser los átomos indivisibles e indestructibles los cambios químicos han de consistir únicamente en un reagrupamiento de átomos y, por tanto, no puede haber en el mismo variación alguna de masa al no variar el número de átomos presentes. La masa se conserva. Ley de las proporciones definidas. Una teoría continua de la materia sería incapaz de explicar, por ejemplo, por qué al combinar 10 g de cloro con 10 g de sodio no se obtienen 20 g de sal. Sin embargo, si tenemos en cuenta que las reacciones químicas tienen lugar por combinación entre átomos sí sería fácilmente explicable. De modo que, si se combinan n átomos del elemento A con m átomos del elemento B y los pesos respectivos de estos átomos son a y b, el compuesto formado mantendrá una relación en peso de sus constituyentes: na/mb=cte. Ley de las proporciones múltiples. Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con varios átomos del elemento B para formar diferentes compuestos, se comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y varios átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél (un átomo) esté en relación sencilla. Ley de las proporciones recíprocas. Si suponemos que los elementos se uniesen siempre en la relación atómica 1 : 1, la ley de las proporciones recíprocas no sólo sería evidente sino que los pesos de combinación serían a su vez los pesos atómicos. Aunque los elementos se unen en relaciones atómicas diferentes, 1 : 2; 1 : 3; 2 : 3; etc., puede fácilmente calcularse que las cantidades en peso de distintos elementos que se unen con una cantidad fija de un elemento dado han de estar en relación sencilla con sus respectivos pesos atómicos y que dichas cantidades, multiplicadas necesariamente en todo caso por números enteros sencillos, han de ser las que se combinen entre sí en las correspondientes combinaciones mutuas. La teoría de Dalton tuvo un gran éxito al explicar de manera simple y satisfactoria las leyes ponderales de la química. Pero lo que no era posible deducir de la misma era el número real de átomos de cada elemento que forman las moléculas de un compuesto. Lo único que nos dice es que estos números son definidos y constantes, pero no su valor preciso. Ante esta situación, Dalton, optó por elegir arbitrariamente la opción más sencilla, equivocándose. Así supuso que las moléculas de los elementos estaban formadas por un único átomo (ejemplo, oxígeno, O; hidrógeno, H;…), para otros compuestos, eligió igualmente la alternativa más sencilla, ejemplo para el agua, HO; el amoníaco NH…. Dalton, por hacer esta simplificación, no pudo explicar las leyes volumétricas de las reacciones. 5 2º Bachiller QUÍMICA T0 1.8 Ley de los volúmenes de combinación Las anteriores leyes de las combinaciones son leyes ponderales, esto es, se refieren a los pesos (masas) de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Joseph Louis Gay-Lussac, tras haber observado un gran número de experiencias con gases elementales, midiendo sus volúmenes a presión y temperatura constantes, llegaba a conclusiones del tipo: 1 vol de hidrógeno + 1 vol de cloro 2 vol de cloruro de hidrógeno 2 vol de hidrógeno + 1 vol de oxígeno 2 vol de vapor de agua 1 vol de nitrógeno + 1 vol de oxígeno 2 vol de óxido nítrico 1 vol de nitrógeno + 3 vol de hidrógeno 2 vol de amoníaco Y en 1808 enunció su ley de los volúmenes de combinación, ley volumétrica aplicable sólo a gases: Los volúmenes medidos en las mismas condiciones, de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química están en una relación de números enteros sencillos. La teoría de Dalton no podía explicar esta ley, básicamente porque Dalton consideraba para los gases un modelo estático (los gases estaban constituidos por partículas compresibles, en contacto directo unas con otras y en reposo. Las partículas se repelían entre sí con una fuerza inversamente proporcional a la distancia) esto conlleva dos consecuencias: a. Al ser los átomos distintos unos de otros, en volúmenes iguales de gases diferentes no podría haber el mismo número de átomos, ni podría haber doble número de átomos en volúmenes dobles de gases diferentes, hecho que se requería para poder interpretar la ley de Gay-Lussac y que obligaba a abandonar el modelo de gas estático. b. Por otro lado, si los productos resultaban ser también sustancias gaseosas, con la Tª de Dalton era inviable que, por ejemplo, 1 volumen de hidrógeno reaccionase con 1 vol de cloro y diera 2 vol de cloruro de hidrógeno (en lugar de 1 vol de cloruro). El enfrentamiento entre Gay-Lussac y Dalton tuvo una pronta solución, que sin embargo, no fue aceptada hasta 50 años más tarde. 6 2º Bachiller QUÍMICA T0 1.9 Ley de Avogadro La ley de Gay-Lussac fue interpretada de una manera muy simple, en 1811, por el físico italiano Amadeo Avogadro. Para ello estableció una serie de hipótesis; así, sugiere para los gases un modelo en el cual: Las partículas gaseosas son de dimensiones muy pequeñas frente al volumen total del recipiente, y en realidad ocupan sólo una pequeña fracción del volumen total. (Abandona la idea del “gas estático” y aparece la idea de las partículas en movimiento). Supone que los gases elementales (hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, cloro, etc.) estaban formados por moléculas formadas por la unión de dos átomos. Y postula que, volúmenes iguales de cualquier gas (medidos en las mismas condiciones de P y T) contienen el mismo número de moléculas. (El enunciado inverso, también es cierto: un determinado número de moléculas de cualquier gas, ocupa un mismo volumen medido en las mismas condiciones de P y T. Veamos cómo con esta hipótesis se explica la ley de Gay-Lussac: NOTA: Avogadro admitió la existencia de moléculas formadas por dos o más átomos. De modo que en una reacción química una molécula de una sustancia debe de reaccionar con una, dos, tres … moléculas de otra sustancia para producir una, dos, tres… moléculas de producto, pero una molécula no puede reaccionar con, por ejemplo, 1,23 u otra fracción extraña de moléculas de otra sustancia. Debe esperarse por tanto, que exista una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, así como entre éstas y la del producto. 7 2º Bachiller QUÍMICA T0 2. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES La importancia de la hipótesis de Avogadro es que nos permite conocer el peso o la masa de las moléculas. Si pesamos dos volúmenes iguales de dos gases (medidos en las mismas condiciones de P y T) el que pese más debe tener moléculas más pesadas, ya que en ambos volúmenes han de existir igual número de moléculas y, por tanto, la relación entre los pesos de los dos volúmenes es justamente la relación de pesos entre las moléculas de ambos gases. Inicialmente como sustancia patrón para llevar a cabo estas comparaciones se eligió el elemento más ligero, el Hidrógeno. A cuya molécula se asignó el valor de dos unidades de masa atómica, uma. Por lo que cada átomo de Hidrógeno tendría una masa de 1 uma. Así el peso de cualquier otro átomo comparado con el del Hidrógeno, se llamó peso o masa atómica. Muchos pesos atómicos y moleculares se determinaron en relación al oxígeno, ya que éste forma muchos más compuestos que el hidrógeno con los demás elementos, por ello, a finales del s XIX se optó por el Oxígeno como elemento patrón, con una masa atómica exacta de 16 uma. En 1961, la IUPAC adopta como escala de masas atómica la referida al isótopo de carbono de número másico 12, asignándosele la masa exacta de 12 uma. Así, en la actualidad 1 uma se define como la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 6𝐶 . En la actualidad uno de los métodos más empleados para determinar las masas atómicas y moleculares es la espectrometría de masas. 2.1 Fórmulas Una fórmula es un conjunto de símbolos y números en forma de subíndices que representan a las moléculas. Conociendo la fórmula de una molécula conocemos: - Los elementos que la componen. - La relación en que se hallan. Y si también conocemos las masas atómicas, seremos capaces de determinar además: - La composición centesimal del compuesto. - La cantidad de cualquier elemento que hay en una muestra determinada del compuesto. 8 2º Bachiller QUÍMICA T0 2.2 Átomo-gramo y molécula gramo. Concepto de MOL Aunque la unidad química de una sustancia es el átomo cuando se trata de un elemento o de la molécula si se trata de un compuesto, su pequeñez hace imposible trabajar individualmente en el laboratorio con ninguno de ellos. Los químicos trabajan con gramos (o fracciones) y no con unidades de masa atómica. Y dado que en cantidades del orden del gramo existe un enorme número de átomos, se decidió usar como unidad de cantidad de sustancia el átomo-gramo y la molécula-gramo, que actualmente se denomina mol. Esta unidad se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades (átomos, moléculas u otra partícula) como el número de átomos que existe en 0,012 kg de carbono-12 puro. Este número resulta ser: 6,02·1023 y se denomina número de Avogadro. 1 𝑚𝑜𝑙 = 6,02 · 1023 𝑝𝑎𝑟𝑡í𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 Dado que el mol se define como el nº de átomos que hay en 12 g de carbono12 y ya que, la unidad de masa atómica, uma, se definió como la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono-12, la siguiente proposición es verdadera: La masa en gramos de un mol de átomos de un elemento puro es numéricamente igual al peso atómico en uma de dicho elemento. 2.3 Volumen molar Es el volumen que ocupa un mol. Como un mol de cualquier sustancia contiene el mismo número de moléculas y, en estado gaseoso, según el principio de Avogadro, un mismo número de moléculas de cualquier gas, en idénticas condiciones de temperatura y presión, ocupa un mismo volumen, por tanto: Un mol de cualquier sustancia en estado gaseoso ocupa en idénticas condiciones de P y T, el mismo volumen. Si las condiciones son normales (0ºC y 1atm), el volumen de un mol gaseoso es 22,4 litros. 9 2º Bachiller QUÍMICA T0 3. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA. TEORÍA CINÉTICA La materia suele presentarse en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. En las condiciones que existen en la superficie terrestre, sólo pocas sustancias pueden hallarse, de modo natural, en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso. Recordemos las características de cada estado. Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras. Los líquidos: Su forma no es fija pero sí su volumen. Por lo que se adaptan a la forma del recipiente que les contiene y son prácticamente incompresibles. Presentan fluidez (que les permiten pasar con facilidad de un recipiente a otro), capacidad de difusión y tensión superficial. Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. Pueden comprimirse y expandirse. Tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que les contiene y poseen una enorme capacidad de difusión. Sus densidades son muy bajas, comparadas con sólidos y líquidos. Existen otros estados de agregación de la materia, de los que destacaremos el estado de plasma. En este estado se halla la mayor parte de la materia en el Universo, El Sol y otras estrellas son principalmente plasma. En él coexisten los átomos que están ionizados (por haber perdido uno o más de sus electrones) y electrones, estas partículas se hallan en movimiento caótico y, en su conjunto, el plasma es eléctricamente neutro, sin embargo puede conducir la corriente eléctrica por contar con portadores de carga. El plasma puede moldearse, conformarse y moverse mediante campos eléctricos y magnéticos. Otros estados de agregación son el condesado de Bose-Einstein y el controvertido condensado de Fermi. 3.1 Recordatorio de las leyes de los gases ideales Todos los gases, con independencia de su naturaleza química o del tamaño de sus moléculas, responden a unas leyes muy sencillas: Ley de Avogadro: 𝑉∝𝑛 Ley de Boyle: 𝑉∝ Ley de Gay-Lussac: 𝑉 ∝ 𝑇 1 𝑃 (𝑎 𝑃 𝑦 𝑇 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠) 𝑎 𝑇 𝑦 𝑛 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 (𝑎 𝑃 𝑦 𝑛 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠) Generalizando el volumen debe de ser proporcional al producto de las tres magnitudes: 𝑉∝ 𝑛𝑇 𝑛𝑇 =𝑅 ⇒ 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 𝑃 𝑃 10 2º Bachiller QUÍMICA T0 donde R es la constante de proporcionalidad. La expresión anterior describe el comportamiento de gases ideales. Determinaciones precisas de volúmenes, presiones y temperaturas de gases reales demuestran que su comportamiento se aproxima al descrito por la ecuación anterior. Los resultados se alejan del comportamiento ideal, tanto más cuanto más altas sean las presiones y la temperatura se aproxime más a la de ebullición del líquido correspondiente. 3.2 Teoría cinético molecular de la materia Surge en la segunda mitad del s XIX (elaborada gracias a las aportaciones de Maxwell, Boltzmann y Clausius), fue deducida en un principio para gases, pero pronto se extendió para los otros estados de la materia. Parte de dos ideas fundamentales: Las partículas que forman la materia están en incesante movimiento. La temperatura es la manifestación externa de este movimiento. Apliquemos este modelo para justificar las propiedades de los distintos estados de agregación. Gases Las partículas que constituyen los gases prácticamente no experimentan fuerzas de atracción entre sí. Por ello su separación es muy grande en comparación con su tamaño. Gozan de completa libertad de movimiento y se desplazan constantemente, en trayectoria rectilíneas. La temperatura del gas depende de la rapidez con que se muevan sus partículas, más concretamente de la energía cinética media de las moléculas: 𝐸𝑐 = 3 𝑅 2 𝑁𝐴 𝑇 O sea, cuando aumenta la temperatura de un gas también aumenta la energía cinética media de sus partículas. Las partículas chocan elásticamente continuamente entre sí y con las paredes del recipiente, cambiando las trayectorias. Las colisiones contra las paredes del recipiente es lo que percibimos como la presión del gas. 11 2º Bachiller QUÍMICA T0 Líquidos En los líquidos las partículas reducen su libertad de movimiento. Las partículas se hallan muy próximas en virtud de unas fuerzas de atracción moderadas a las que se oponen la agitación térmica. Estas partículas no pueden acercarse más por lo que los líquidos, prácticamente son incompresibles. Pero las partículas aún pueden rotar unas respecto de otras y deslizar por lo que adaptan su forma a la del recipiente. La evaporación se debe a que las moléculas con mayor energía cinética escapan. Cuando esto ocurre, la energía cinética media de las partículas que se quedan disminuyen y, por tanto, su temperatura baja. Si el recipiente está cerrado, las partículas que escapan del líquido quedan atrapadas y, poco a poco, su concentración (en la fase gaseosa) aumenta, hasta llegar a una situación de equilibrio (dinámico) en el que el número de las partículas que escapan del líquido en la unidad de tiempo se iguala con las que retornan a él. Sólidos En este estado, la libertad de movimiento de las partículas se ha reducido a sólo vibraciones entorno a las posiciones fijas de equilibrio. Ello es consecuencia de la mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre ellas. Se encuentran todas muy juntas, sin posibilidad de girar ni trasladarse una respecto de otra. Por ello, da lugar a estructuras rígidas que confieren una forma determinada. Al calentar, la energía aportada se invierte en incrementar la agitación de estas partículas, aumentando la separación entre ellas y, por tanto, debilitándose las fuerzas de atracción. Cuando la agitación es lo suficientemente intensa, las partículas dejan sus posiciones fijas, rompiendo el orden. El sólido funde. Nótese, que el calor de fusión supone sólo un debilitamiento de las fuerzas entre partículas, por lo que su cuantía, suele ser mucho menor que el calor de vaporización, que supone la ruptura, prácticamente total, de dichas fuerzas. 12 2º Bachiller QUÍMICA T0 4. DISOLUCIONES Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias y cuya composición puede variarse. Se denomina: Disolvente: al componente mayoritario. Soluto: al componente (o componentes) que estén en menor proporción. Tanto el soluto como el disolvente pueden encontrarse en cualquier estado de agregación: Disolvente Soluto Ejemplo Gas Gas Aire Gas Agua con gas Líquido Agua + alcohol Sólido Agua + sal Gas H2 adsorbido en Pd Líquido Amalgama Hg en Au Sólido Aleaciones: Cu/Pb Líquido Sólido El fenómeno de la disolución puede, también, explicarse por la teoría cinética. Por ejemplo, un terrón de azúcar en agua, las moléculas de azúcar se hallan oscilando entorno a sus posiciones de equilibrio (tanto más cuanto mayor sea la temperatura). En contacto con el agua, las moléculas de ésta atraen las moléculas de la superficie del terrón y esta atracción facilita el que las moléculas de azúcar, se separen de la superficie del sólido y, solvatadas (hidratada) se difundan, con un movimiento desordenado, por toda la mesa del líquido. Como la disolución es un fenómeno de superficie, la agitación y pulverización del soluto hace que éste se disuelva más rápidamente (esto no implica que se haga más soluble, sino que se solubilizará antes). Si la cantidad de azúcar es suficientemente grande, se llegará a la situación en la que las velocidades de disolución y cristalización se igualen, en una situación de equilibrio dinámico. Decimos entonces que la disolución se ha saturado. Se define solubilidad de un soluto en un disolvente a la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en un volumen determinado de disolvente. La solubilidad depende de la temperatura. 13 2º Bachiller QUÍMICA T0 4.1 Expresión de la concentración de una disolución La composición de una disolución, contrariamente a la de un compuesto, puede ser variable. El valor de la concentración nos expresa cuál es la proporción de soluto y disolvente de una disolución. Existen diversos modos de expresarla: Unidades físicas: no tienen en cuenta la composición de la sustancia disuelta: 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 % en masa = % en volumen = Concentración en masa = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛 × 100 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛 × 100 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛 (𝑙) × 100 Unidades químicas: sí tienen en cuenta la composición de la sustancia disuelta: 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 Molaridad: M=𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 Molalidad: m=𝑚𝑎𝑠𝑎 Fracción molar: Xs= 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑒𝑛 𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 Xd= 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 (fracción molar del soluto) 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠 (fracción molar del disolvente) Evidentemente, Xs + Xd = 1 𝑛º 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 Normalidad: N=𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖 ó𝑛 𝑛º 𝑒𝑞. = 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 14
