disoluciones
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Introducción
Disoluciones
Mol
Concentración
Estequiometría
Introducción
Descomposición de la materia
Introducción
Las mezclas están formadas por más de un componente, cuya proporción puede variar. Estos componentes no pierden sus características por el hecho de mezclarse.
El aspecto exterior de esta mezcla revela que está formada por distintas partes: es una mezcla heterogénea.
En las mezclas homogéneas no se distinguen las partes que la forman
Mezclas heterogéneas y homogéneas
Mezcla: Consta de dos o más sustancias físicamente unidas
Mezcla heterogénea:
Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un microscopio óptico.
Tienen una composición no uniforme
La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria.
Ejemplos: el granito, la sangre, …
Mezcla homogénea:
Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico.
Tienen una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio.
La cromatografía es una técnica muy útil para separar los componentes de una mezcla homogénea.
Mezclas heterogéneas y homogéneas
Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias, dispersadas como moléculas, átomos o iones. Puede presentarse como un sistema gaseoso, líquido o sólido. No presentan interfases al ser observadas con un ultramicroscopio. Están compuestas por uno o más solutos y un solvente
Disoluciones
Muchos procesos químicos ocurren en disolución
Disoluciones
Ejemplos de disoluciones: • sal de mesa en agua•aire• oxígeno disuelto en agua• agua y etanol• bronce (aleación de cobre y estaño)• hojalata (aleación de cobre y zinc).
Las mezclas homogéneas son aquellas cuyos componentes no son identificables a simple vista, es decir, se aprecia una sola fase física (monofásica). Ejemplo: aire, agua potable.
DISOLUCIONES
mezclas homogéneas de dos o más sustancias:
SOLUTO SOLVENTE
SEGÚN EL ESTADO FISICO DEL SOLVENTE
SÓLIDA LÍQUIDA GASEOSA
SOLUTO Es la sustancia que se disuelve, dispersa o solubiliza y siempre se encuentra en menor `proporción, ya sea en peso o volumen. En una solución pueden haber varios solutos. A la naturaleza del soluto se deben el color, el olor, el sabor y la conductividad eléctrica de la disolución. El soluto da el nombre a la solución
SOLVENTE O DISOLVENTE Es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y generalmente se encuentra en mayor proporción. Existen solvente `polares (agua, alcohol etílico y amoníaco) y no polares (benceno, éter, tetracloruro de carbono).En las soluciones líquidas se toma como solvente universal al agua debido a su alta polaridad.El solvente da el aspecto físico de la solución.
Al formarse una solución ocurre una reorganización (ruptura, formación) de las fuerzas intermoleculares que actúan en el soluto y el solvente.
Dependiendo del balance de fuerzas intermoleculares rotas y formadas, el proceso de formación de la solución
puede absorber o ceder energía.
Formación de una solución
Ejemplo: disolución de NaCl en H2O
Ruptura de puentes de H en el H2O
Ruptura de interacciones iónicas entre Na+ y Cl-
Formación de interacciones ión-dipolo
Criterios de clasificación
Formación de una solución
Estado delDisolvente (B)
Relación proporcionalEntre soluto (A) y
disolvente (B)Tipo de
Soluto (A)
Sólido Líquido
Gaseoso
Insaturada
Saturada
Sobresaturada
No electrolíticas
Electrolíticas
El estado del soluto puede ser cualquieraPara cualquiera de los disolventes
Clasificación de las disoluciones
Según el estado de agregación de sus componentes:
a) Solución Liquida: cuando el solvente es liquido así:
sólido en liquido: Ejemplo: NaCl en agua
Liquido en liquido: Ejemplo: alcohol en agua
Gas en liquido: Ejemplo: CO2 en agua
b) Solucion Solida: cuando el solvente es solido:
Sólido en sólido: Ejemplo: las aleaciones
liquido en sólido: Ejemplo: mercurio en oro (amalgama)
Gas en sólido: Ejemplo: hidrogeno en paladio
Clasificación de las disoluciones
c).- Solución Gaseosa :cuando el solvente es gas:
gas en gas: Ejemplo: el aire
Liquido en gas: Ejemplo: vapor de agua en aire
Solido en gas: Ejemplo: partículas de polvo en el aire
Clasificación de las disolucionesSegún proporción soluto disolvente:
Saturada: No admite más cantidad de soluto sin variar la de disolvente.
Diluida: Proporción de soluto respecto a la de disolvente es muy pequeña.
Concentrada: Proporción de soluto respecto a la de disolvente es alta.
Clasificación de las disoluciones
Según la conductividad eléctrica:
Electrolíticas: Se llaman también soluciones iónicas y presentan una apreciable conductividad eléctrica
Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos, bases y sales.
No electrolíticas: Su conductividad es prácticamente nula;
no forma iones y el soluto se disgrega hasta el estado molecular.
Ejemplo: Soluciones de azúcar, alcohol, glicerina
SOLUBILIDAD
Se denomina solubilidad al valor de la concentración máxima .
Máxima cantidad de soluto que se puede disolver en 100 gramos de disolvente, a una temperatura dada.
Existen varios factores que afectan a la solubilidad:
El tipo de soluto y disolvente.
El estado físico del soluto y del disolvente: los gases son siempre solubles entre sí mientras que los sólidos entre si se mezclan con dificultad y se disuelven mejor finamente divididos y pulverizados.
La temperatura, corrientemente la solubilidad aumenta con la temperatura ya que aumenta la movilidad de los iones o las moléculas que forman tanto al soluto como al disolvente y favorecen la mezcla (como forma de agitación), aunque hay excepciones
Variación de la solubilidad con la temperatura
En la gráfica se observa la variación de la solubilidad con la temperatura de ciertas sustancias.
La variación es mas acusada en el NaNO3
Aplicación al cálculo de la solubilidad
A la temperatura ambientre, la solubilidad del cloruro de sodio en agua es de 36 g por 100 g de agua. ¿Será posible disolver 200 g de cloruro de sodio en medio litro de agua a temperatura ambiente?
La cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en medio litro de agua
Luego en el medio litro de agua no pueden disolverse los 200 g de NaCl, solo se disolverán 180 g, y los 20 g restantes precipitarán
MOL
Mol: Cantidad de sustancia donde hay tantas entidades elementales
como átomos de carbono presentes en 12 gramos de C - 12
El mol equivale a un número que se conoce como:“Número de Avogadro” y es igual a 6,02 x 1023
Un mol de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que contiene 6,02 . 1023 de sus partículas representativas
MOL
En un mol de distintas muestras hay el mismo número de partículas (NA)
La masa de un mol será proporcional a la
masa de sus partículas representativas
1 mol de carbono
1 mol decobre
La masa en gramos de un mol de un elemento o compuesto, es un número igual a su masa atómica o molecular, respectivamente. Si
M es la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) A :
MOL
UN MOL DE MOLÉCULAS : Es la cantidad de masa de un compuesto que contiene 6,023 . 1023 moléculas de dicho compuesto y que expresada en gramos coincide con la masa molecular de dicho compuesto
UN MOL DE ÁTOMOS: Es la cantidad de masa de un elemento que contiene 6,023 . 1023 átomos de dicho elemento y que expresada en gramos coincide con la masa atómica de dicho elemento
MOL
mol
Masa Molar: Es la masa que equivale a un mol de sustancia o elemento, sus unidades son g/mol
Masa Atómica
La masa atómica de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento.
Un mol de hidrógeno pesará 1,01 gramos.
Masa molecular
Relación del mol y las masas molares del agua y de sus partes.
En 1 mol de moléculas
de Al2(SO4)3 hay
En 1 mol de moléculas de Al2(SO4)3 hay 342,17 g de sustancia
Molécula de
Concentración de las Disoluciones
Un soluto y un disolvente pueden mezclarse en varias proporciones
La concentración se refiere a las cantidades relativas de los componentes de una disolución
Se utiliza el término concentración para describir la cantidad de soluto
disuelto en una cantidad de disolución dada
a).- Diluida: cuando proporcionalmente tienen poco soluto
b).-Concentrada: cuando proporcionalmente tienen abundante soluto
c).- Saturadas: cuando la abundancia de soluto es tal que el solvente ya no es capaz de disolver más soluto.
d).- Sobre Saturada: cuando tiene mas soluto que su punto de saturación, la sobre saturación se logra mediante procedimientos especiales como por ejemplo calentar la solución.
Solución standard: es una solución cuya concentración es conocida y que sirve de comparación para otras.
Por la abundancia relativa del soluto en las soluciones, estas
pueden ser:
Concentración de las Disoluciones
Porcentaje en masa: gramos de soluto por cada 100 gramos de solución.
Partes por millón: Es el número relativo de unidades de peso de soluto por cada millón de partes de disolución.
Concentración Fracción Molar: Moles de soluto respecto al número total de moles de la disolución.
Molaridad (M): La cantidad de soluto se mide en moles y la cantidad de disolución se mide en volumen.
Ejemplo: 49 g.de H2SO4 (PM 98 g ) estan disueltos en un litro de solución.
Molaridad=
Molaridad= 0.5 mol / lt. = 0.5 M
Concentración
Molalidad (m): La cantidad de soluto se mide en moles y la cantidad de disolución se mide en kilogramos.
Ejemplo: si un mol de H2SO4 (98gr) esta disuelto
en 1 Kg. De agua se tiene:
Molalidad =
CM = 1 mol/ Kg.. = 1 m
Que se lee “1 molal”
1mol de H2SO4
1 Kg de agua
Dilución
Una disolución ya preparada, puede diluirse añadiendo más solvente.
Para determinar la concentración de la nueva disolución ( disolución diluida), se aplica la siguiente relación:
Estequiometría
Cantidad de Cantidad partículas de materia
Cuando la materia sufre una reacción química, la cantidad de materia se conserva (Ley de Lavoisier)
Estequiometría
Ejemplo: Combustión del gas propano en el aire.
C = 3 C = 3
H = 8 = H = 8
O = 10 O = 10
Estequiometría
Conversiones:
De masa a moles: 10 g de Ca
De moles a masa: 10 moles de Cu
