TEMA 3: DISOLUCIONES

TEMA 3: DISOLUCIONES
1. Las disoluciones
Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. Esto quiere decir que cualquier porción
que tomemos de ella tiene la misma composición y propiedades.
Habitualmente, en una disolución se llama:


Disolvente al componente que está en mayor proporción.
Soluto al componente (o componentes) que están en menor proporción.
No siempre es posible decidir qué sustancia actúa como soluto y cuál como disolvente. En el caso de las
disoluciones acuosas, que son las más comunes, asignaremos al agua el papel de disolvente (y en la
mayoría de los casos trabajaremos con disoluciones en las que el disolvente es un líquido y el soluto es un
sólido o un líquido)
Tanto el soluto como el disolvente se pueden encontrar en cualquier estado físico. En el siguiente cuadro se
indican ejemplos de cada caso:
Disolvente
Gas
Líquido
Sólido
Soluto
Gas
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Disolución
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Ejemplos
Aire
Agua con gas
Agua y alcohol
Agua y sal
Gas absorbido sobre metal (hidrógeno sobre paladio)
Amalgama
Aleaciones
2. Concentración de una disolución
Para que una disolución quede completamente definida, debemos conocer, además de la naturaleza de sus
componentes, las cantidades relativas en las que se hallan. Cuando una disolución no admite más cantidad
de soluto a una cierta temperatura y en una determinada cantidad de disolvente, diremos que estamos
ante una disolución saturada. Si la cantidad de soluto en esa misma cantidad de disolvente está próxima a
la saturación, la denominaremos disolución concentrada, y por último, si la cantidad de soluto es muy
pequeña con respecto a la del soluto en la disolución concentrada, diremos que está diluida.
Se denomina concentración de una disolución a la cantidad de soluto que está disuelto en una determinada
cantidad de disolución o en una determinada cantidad de disolvente.
Para expresar la concentración de una disolución se utilizan dos tipos de unidades:
Unidades físicas, cuando no se considera la composición de la sustancia disuelta: porcentaje en masa,
porcentaje en volumen y masa de soluto por volumen de disolución.
Unidades químicas, cuando se tiene en cuenta la composición de la sustancia disuelta: molaridad,
molalidad y fracción molar.
2.1. Porcentaje en masa
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Se utiliza este modo de expresar la concentración cuando las cantidades de las sustancias que forman la
disolución se miden en unidades de masa (gramos, kilogramos, etc.)
La masa del soluto y la del disolvente se deben expresar en las mismas unidades, un porcentaje no tiene
unidades.
Si decimos, por ejemplo, que una disolución salina está al 8% en masa, significa que, de cada 100 g de
disolución, 8 g son de sal y el resto, 92 g, es agua.
Ejemplo: Se disuelven 10 g de cloruro de sodio, NaCl, en 75 g de agua. Calcula: a) El porcentaje en masa del
soluto en la disolución; b) Los gramos de soluto que habrá en 5 g de la disolución anterior.
2.2. Porcentaje en volumen
Se utiliza este modo de expresar la concentración cuando las cantidades de las sustancias que forman la
disolución se miden en unidades de volumen (mL, L, etc.)
El volumen del soluto y el del disolvente se deben expresar en las mismas unidades, un porcentaje no tiene
unidades.
Por ejemplo, si se dice que una disolución acuosa de agua oxigenada, H2O2, es de 30 volúmenes (30% en
volumen), se está indicando que en 100 L de disolución hay 30 L de H2O2.
Ejemplo: La cerveza normal tiene un 5% de alcohol. ¿Qué cantidad de alcohol toma una persona que bebe
medio litro de cerveza?
2.3. Concentración en masa
Normalmente se utiliza este modo de expresar la concentración cuando el soluto es un sólido cuya cantidad
se mide en unidades de masa y el disolvente es un líquido cuya cantidad se mide en unidades de volumen.
En el SI se debe medir en kg/m3, aunque lo más frecuente es medirlo en g/cm3 o g/L (en algún caso, por
ejemplo en algunos análisis clínicos, se expresa en g/100 mL).
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Así, que una disolución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) tenga una concentración de 3 g/L, significa
que en 1 L de disolución hay 3 g de NaOH.
Ejemplo: Determina la concentración en masa de una disolución que se ha preparado añadiendo 5 g de
azúcar a agua hasta tener un volumen de 150 mL.
Es muy importante, tener presente que no se debe confundir la concentración en masa de una disolución
con la densidad de la disolución. Aunque se miden en las mismas unidades, representan conceptos
distintos.
 Densidad de una disolución representa la relación entre la masa y el volumen de la disolución. La
densidad es una propiedad que tienen todas las sustancias, tanto si son sustancias puras como si son
mezclas.
 Concentración en masa de una disolución representa la relación entre la masa del soluto y el volumen
de la disolución. No tiene sentido hablar de la concentración de una sustancia pura.
Ejemplo: Se prepara una disolución disolviendo 20 g de sal en agua hasta tener un volumen de medio litro.
La disolución resultante tiene una densidad de 1,04 g/mL. Calcula la concentración de la misma expresada
como porcentaje en masa y como concentración en masa.
Con el dato de la densidad podemos calcular la masa de medio litro de disolución y a partir de él calculamos el
porcentaje en masa de sal y su concentración en masa:
A.1. 50,0 mL de una disolución de hidróxido de potasio (KOH) contienen 6,1 g de soluto puro. Sabiendo que
la densidad de la disolución es 1,1 g/mL, calcula el porcentaje en masa.
A.2. Necesitamos administrar a un paciente un suero fisiológico al 20% y de densidad 1,15 g/mL. Calcula: a)
La cantidad de glucosa y de agua que necesitamos para preparar 3 L de ese suero; b) La concentración del
suero expresada en g/L.
2.4. Concentración molar
En el laboratorio de química la mayor parte de las veces utilizaremos las cantidades de las sustancias
expresadas en moles. De ahí el interés de expresar la concentración de las disoluciones como
concentración molar o molaridad.
La molaridad (M) de una disolución indica los moles de soluto existentes en 1 L de disolución:
La unidad en que se expresa la molaridad es mol/L, aunque comúnmente suele indicarse el resultado como
x M (se lee «x molar»), donde x puede tomar cualquier valor.
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Supongamos que se desea conocer la molaridad de la disolución obtenida al disolver 15 g de nitrato de
potasio (KNO3) en agua hasta obtener 250 mL de disolución. Para ello, lo único que necesitamos saber son
los moles de nitrato de potasio que se hallan presentes, pues el volumen final de la disolución lo
conocemos.
La masa molar del KNO3 es: 39 + 14 + 3 · 16 = 101 g/mol. Por consiguiente, los moles de KNO3 son:
2.5. Preparación de disoluciones
El trabajo habitual en el laboratorio exige, con frecuencia, la preparación de una disolución de
concentración conocida, ya sea directamente a partir del sólido o a partir de otra disolución ya preparada.
La preparación de disoluciones precisa la medida exacta de volúmenes. Para la medida de volúmenes
contenidos se suele utilizar el matraz aforado. Otros aparatos miden el volumen vertido, como la pipeta.
Preparación de una disolución a partir de un sólido
Por ejemplo, supongamos que queremos preparar medio litro de una disolución 0,4 M de hidróxido de
sodio (NaOH).
Primero calculamos la cantidad de soluto necesario teniendo en cuenta que la masa molar del NaOH es 40
g/mol:
A continuación preparamos la disolución. Para ello:
1. Colocamos sobre una balanza un vidrio de reloj, la taramos y con la espátula cogemos el NaOH del frasco
y pesamos los 8 g.
2. Cogemos un vaso de precipitados de 250 mL y ponemos en él un poco de agua (por ejemplo 200 mL).
Echamos sobre el agua el NaOH que hemos pesado cuidando que no quede nada en el vidrio de reloj.
Removemos a continuación con una varilla de vidrio hasta que el NaOH esté completamente disuelto.
3. Vertemos la disolución, usando un embudo, en un matraz aforado de 500 mL de volumen y añadimos
agua con un frasco lavador al principio y después con una pipeta hasta llegar a la marca del aforo de 500
mL.
Preparación de una disolución a partir de otra más concentrada
Una disolución también se puede preparar por dilución de otra más concentrada. Por ejemplo, supongamos
que queremos preparar 250 mL de disolución 0,1 M de hidróxido de sodio, NaOH, y disponemos de una
disolución más concentrada (0,4 M)
En primer lugar debemos calcular la cantidad de soluto que nos hace falta y el volumen de disolución
concentrada que debemos tomar que contenga exactamente esa cantidad:
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Es decir, deberemos tomar 62,5 mL de disolución 0,4 M y diluir hasta completar 250 mL, por lo que el
volumen de agua que utilizaremos será: 250 – 62,5 = 187,5 mL. El procedimiento a seguir será:
1. Tomamos con una pipeta 62,5 mL de disolución 0,4 M.
2. Ayudándonos con un frasco lavador colocamos en un matraz aforado de 250 mL un cierto volumen de
agua (unos 150 mL).
3. Con un embudo vertemos los 62,5 mL de la disolución 0,4 M en el matraz aforado y removemos para
homogeneizar la disolución y por último, con una pipeta completamos con agua hasta llegar a la señal del
aforo.
A.3. ¿Cuál es la molaridad de 250 cm3 de una disolución que contiene 70 g de glucosa (C6H12O6)?
A.4. Queremos preparar 250 mL de una disolución acuosa de cloruro de potasio, KCl, 1,5 M. Calcula qué
cantidad de soluto necesitamos y explica cómo la preparamos.
A.5. Se desean preparar 500 mL de una disolución 0,5 M de ácido clorhídrico (HCl) a partir de un ácido de
concentración 18 M. ¿Qué volumen de este último ácido debe tomarse? Explica cómo la prepararías.
A.6. ¿Cuál será la concentración de una disolución que se prepara añadiendo agua a 50 mL de una
disolución de ácido nítrico, HNO3, 1,5 M hasta tener un volumen de 250 mL.
A.7. ¿Cuál es la molaridad del ácido sulfúrico (H2SO4) comercial del 96% de riqueza y 1,85 g/mL de
densidad?
2.6. Concentración molal
Este modo de expresar la concentración resulta adecuado para cuando estudiemos las propiedades
coligativas de las disoluciones.
La concentración molal o molalidad (m) de una disolución expresa los moles de soluto que hay por cada
kilogramo de disolvente:
La unidad en que se expresa la molalidad es en mol/kg o bien como x m (que se lee «x molal»).
A.8. Calcula la molalidad de una disolución obtenida disolviendo 1 g de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, en 100
mL de agua.
A.9. ¿Qué cantidad de glucosa, C6H12O6, tenemos que mezclar con medio litro de agua para tener una
disolución 1,2 m?
2.7. Fracción molar
Se denomina fracción molar, X, de un componente en una mezcla a la relación que hay entre el número de
moles de ese componente y el número total de moles de la mezcla.
Así, para una disolución de dos componentes (soluto y disolvente), podemos definir la fracción molar de
soluto y la fracción molar de disolvente, respectivamente, de la siguiente manera:
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Es fácil comprobar que en una disolución de dos componentes se cumple la siguiente igualdad:
XS + Xd = 1
A.10. Calcula las fracciones molares de los componentes de una disolución que se ha obtenido disolviendo
30 g de cloruro de sodio, NaCl, en 500 mL de agua.
3. Solubilidad
Hay sustancias que, en un determinado disolvente, no se disuelven o se disuelven muy poco; entonces se
dice que son insolubles en él (por ejemplo, el aceite es insoluble en agua). Pero incluso cuando una
sustancia es soluble en un disolvente, llega un momento en el que el disolvente no admite más cantidad de
soluto; si se añade más, el exceso de soluto no se disolverá, sino que se depositará en el fondo del
recipiente; habremos formado una disolución saturada.
Se denomina solubilidad de una sustancia en un determinado disolvente y a una determinada temperatura
a la concentración del soluto en su disolución saturada. En otras palabras, la solubilidad de una sustancia
representa la máxima cantidad de soluto que, a una determinada temperatura, puede disolverse en una
cantidad fija de disolvente.
La solubilidad suele expresarse en g de soluto/100 g de disolvente, o en g de soluto/ 1 L de disolvente.
3.1. Variación de la solubilidad con la temperatura y la presión
De todos es conocido que el azúcar se disuelve mejor en agua caliente que en agua fría. La mayoría de los
sólidos se disuelven por procesos endotérmicos (procesos en los cuales se absorbe energía), por lo que, en
general, son más solubles en caliente que en frío.
Muchos líquidos y gases, al disolverse mediante procesos
exotérmicos (procesos en los cuales se desprende energía),
experimentan una disminución de la solubilidad al aumentar la
temperatura. Es el caso del oxígeno, por ejemplo, en el agua. Este
efecto resulta especialmente nocivo cuando se vierten residuos
industriales calientes en ríos o lagos; entonces se reduce la cantidad
de oxígeno disuelto en el agua hasta alcanzar niveles que hacen
peligrar la vida acuática.
La representación gráfica de la solubilidad de las sustancias en función de la temperatura, a presión normal,
se denomina curva de solubilidad.
En el caso de los gases, la presión también influye en su solubilidad cuando están disueltos en un líquido. En
general, la solubilidad de un gas en un líquido aumenta al aumentar la presión del mismo sobre el líquido.
Así, muchas veces hemos comprobado que, al abrir una lata de refresco carbonatada, gran parte del
dióxido de carbono (CO2) disuelto en el líquido sale al exterior. Esto sucede porque el CO2 se introduce a
mayor presión que la de la atmósfera y, al abrir la lata, dicha presión se reduce hasta igualarse con la
atmosférica; al disminuir la presión, también lo hace la solubilidad del CO2 y la bebida “pierde gas”.
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A.11. La solubilidad del azúcar en agua a 20 ºC es 200 g/100 mL de agua y a 80 ºC es 375 g/100 mL de agua.
Calcula la máxima cantidad de azúcar que se podrá disolver en 50 mL de agua a 20 ºC. ¿Y si estuviese a 40
ºC? ¿Y si estuviese a 80 ºC?
4. Propiedades coligativas
Cuando un soluto se disuelve en un disolvente, algunas propiedades de este último, como la presión de
vapor, los puntos de fusión y de ebullición y la presión osmótica, se ven modificadas.
Estas propiedades reciben el nombre de propiedades coligativas, ya que se modifican al variar la
concentración de los componentes y no dependen de la naturaleza o tamaño de sus partículas.
4.1. Presión de vapor
Si tenemos un líquido en un recipiente abierto, éste pierde partículas constantemente, es decir, se evapora.
Pero, cuando cerramos el recipiente, junto con la evaporación se produce
simultáneamente una condensación de parte de las partículas evaporadas.
Después de cierto tiempo, se llega a una situación de equilibrio entre el líquido que se
evapora y el gas que condensa. La presión que ejerce este vapor recibe el nombre de
presión de vapor y es característica de cada líquido.
La presión de vapor de la disolución formada por un soluto y un disolvente es inferior a
la del disolvente puro, ya que en la disolución las moléculas del soluto (no volátiles)
entorpecen el escape de las moléculas de disolvente. De esta forma, cuanto mayor sea
la concentración del soluto menor será la presión de vapor de la disolución.
Este comportamiento de la presión de vapor de una disolución fue descrito en la
llamada ley de Raoult, enunciada por el fisicoquímico francés François Marie Raoult en 1887: «El descenso
de la presión de vapor de la disolución respecto a la del disolvente puro es directamente proporcional a la
fracción molar de soluto». Matemáticamente:
∆P = P0 · XS
En esta expresión, ∆P es la disminución de la presión de vapor de la disolución respecto a la del disolvente
(∆P = P0 – P), P0 es la presión de vapor del disolvente puro, P es la presión de vapor de la disolución y X S es
la fracción molar del soluto.
A.12. Calcula el descenso de la presión de vapor del agua si se añaden 20 g de glucosa (C6H12O6) en 500 g de
agua a 25 ºC. Dato: P0 (agua) = 23,8 mm Hg.
4.2. Puntos de fusión y de ebullición
La disminución de la presión de vapor de un disolvente debida a la adicción de un soluto afecta de manera
directa a las temperaturas de fusión y de ebullición, de forma que:
La adicción de un soluto no volátil a un disolvente produce un aumento en su temperatura de ebullición o
aumento ebulloscópico, ∆te, y una disminución en su temperatura de fusión o descenso crioscópico, ∆tf.
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Experimentalmente, se encuentra que estas variaciones dependen de la naturaleza del disolvente y de la
concentración de soluto. Estos dos factores quedan recogidos en las siguientes expresiones, que son otra
forma de escribir la ley de Raoult:
∆tf = Kc · m
∆te = Ke · m
Donde Kc y Ke son, respectivamente, la constante crioscópica y la constante ebulloscópica del disolvente,
midiéndose ambas en ºC · Kg · mol– 1, y m, la molalidad.
A.13. Calcula la temperatura de congelación y de ebullición de una disolución acuosa, resultado de añadir a
500 g de agua 20 g de glucosa (C6H12O6). Datos: Kc = 1,86 ºC · Kg · mol– 1; Ke = 0,52 ºC · Kg · mol– 1.
4.3. Presión osmótica
Existen unas membranas, denominadas semipermeables, que presentan unos poros de un tamaño tal que
por ellos sólo pueden pasar moléculas pequeñas, mientras que las grandes quedan retenidas.
Si se cogen dos disoluciones de agua y azúcar de diferente concentración y se
separan por una membrana semipermeable, se produce un paso de
disolvente (moléculas pequeñas) de la disolución más diluida a la más
concentrada, mientras que el azúcar no podrá pasar (moléculas grandes).
Este fenómeno se conoce por ósmosis.
A medida que el disolvente pasa de la disolución más diluida a la más
concentrada, el nivel de líquido de esta última aumenta, mientras que en la
diluida disminuye.
Este flujo de disolvente se mantiene hasta que llega un momento en que la
diferencia de niveles de líquido entre ambos compartimientos contrarresta el
flujo de disolvente, llegándose al equilibrio.
La presión hidrostática, debida a la diferencia entre los niveles de líquido de los compartimientos, necesaria
para detener el flujo de disolvente, recibe el nombre de presión osmótica, π, y para una temperatura
determinada depende de la molaridad (M) de la disolución:
π=M·R·T
(siendo R la constante de los gases y T la temperatura absoluta).
A.14.Calcula los gramos de glucosa que hay en 0,5 L de disolución si, a 25 ºC, presenta una presión
osmótica de 2,56 atm.
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