Disoluciones


Una disolución, también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias químicas, que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. El tamaño molecular de la partículas debe ser inferior a 10-9 m.
Se llama mezcla coloidal cuando el tamaño de partícula va de 10-9 m a 2.10-7 m.
Se llama suspensión cuando el tamaño de las partículas es del orden de 2.10-7 m.

Componentes de una disolución: Soluto y disolvente
Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión y los demás solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción. Se suele llamar solvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa, aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal.



Clasificación de disoluciones:

Según el número de componentes:
  • Binarias
  • Ternarias
  • ....
Según estado físico de soluto y disolvente:

 
Según la proporción de los componentes:
  • Disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
  • Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
  • Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.
  • Disolución saturada: tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.
  • Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

Según el carácter molecular de los componentes:
  • Conductoras. Los solutos están ionizados (electrolitos) tales como disoluciones de ácidos, bases o sales,...
  • No conductoras. El soluto no está ionizado


Concentración (formas de expresarla)

Solubilidad: Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente. La solubilidad varía con la temperatura (curvas de solubilidad). Normalmente, se mide la cantidad de soluto que es capaz de disolverse en 100 g de disolvente.
Como se ve en la gráfica,  la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.

Concentración en gramos/litroExpresa la masa en gramos de soluto por cada litro de disolución.
 
Tanto por ciento en masa. Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 g de disolución.
 
Tanto por ciento en volumen. Expresa la masa en cm3 de soluto por cada 100 cm3 de disolución.
 
Molaridad. Expresa el número de moles de soluto por cada litro de disolución.
 

Fracción molar. Expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de disolución.



Molalidad (se usa sólo para propiedades coligativas). Expresa el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de disolvente.

Propiedades coligativas: 
Las disoluciones tienen diferentes propiedades que los disolventes puros. Es lógico pensar que cuánto más concentradas estén las disoluciones mayor diferirán las propiedades de éstas de las de los disolventes puros. Se llaman propiedades coligativas a aquellas que varían en función de la cantidad de soluto que se disuelva en una disolución.
Son las siguientes:
  • Disminución de la presión de vapor.   P´ = Xdte Pº    Esta fórmula nos permite enunciar la ley de Raoult: la presión de vapor de la disolución (P´) es igual a la presión de vapor del disolvente puro (Pº) por la fracción molar del disolvente en la disolución (Xdte).
  • Aumento de temperatura de ebullición. DTeb = Ke m
  • Disminución de la temperatura de fusión. DTf = Kc m

Tabla de constantes crioscopicas (Kc) y ebulloscopicas (Ke)
  • Ósmosis: Cuando dos soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las moléculas de disolvente pero no las de los solutos), las moléculas de disolvente se difunden, pasando habitualmente desde la solución con menor concentración de solutos a la de mayor concentración. Al suceder la ósmosis, se crea una diferencia de presión en ambos lados de la membrana semipermeable: la presión osmótica.
  • Presión osmótica (presión hidrostática necesaria para detener el flujo de disolvente puro a través de una membrana semipermeable). p= c R T , donde p representa la presión osmótica, c es la Molaridad (mol/litro) de la disolución, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta.


Desalinización por ósmosis inversa 
La Ósmosis inversa (OI) es un proceso en el que se obtiene agua dulce del agua salada. La ósmosis natural es un fenómeno que consiste en que, si hay una membrana semipermeable separando dos soluciones con el mismo disolvente, el disolvente pasa a través de ella, pero no las sales disueltas, desde el lado donde la concentración de sales es más baja hacia la más alta, hasta que a ambos lados de la membrana las soluciones tienen la misma concentración. Este proceso se realiza sin aporte de energía exterior, y se genera mediante la que se llama presión osmótica.
La ósmosis inversa consiste en hacer pasar por la membrana semipermeable el disolvente (en este caso agua) desde el lado donde está la solución más concentrada (el agua de mar, con sales disueltas), hacia el lado contrario, sin que pasen las sales. En este caso se requiere energía, en forma de presión, que será ligeramente superior a la presión osmótica que haría pasar el solvente de baja concentración hacia el lado de la alta concentración. La presión necesaria para conseguir la ósmosis inversa depende de la cantidad de sales disueltas y del grado de desalinización que se quiera obtener.  
Está en fase de investigación el uso de una lámina de grafeno con poros de 1,8 nm para sustituir las membranas en el proceso de osmosis invertida para la desalinización del agua. Según las investigaciones actuales se obtendrían eficiencias mucho mayores que con las membranas actuales, y se tendrían requerimientos menores de energía. 

Materia y sus estados de agregación

Materia es todo lo que tiene masa, ocupa espacio y se puede percibir por nuestros sentidos. 

La materia puede existir en tres estados físicos y pasar de un estado físico a otro sin que cambie su composición


Sólido: 
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.
En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.
Algunos ejemplos del estado solido son una piedra, un martillo de hierro, bola de acero...

Líquido: 
Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. Los líquidos se caracterizan por una resistencia al flujo llamada viscosidad.
La viscosidad de un líquido crece al aumentar el número de moles y disminuye al crecer la temperatura. La viscosidad también está relacionada con la complejidad de las moléculas que constituyen el líquido: es baja en los gases inertes licuados y alta en los aceites pesados. Es una propiedad característica de todo fluido (líquidos o gases).

En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad.

En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).
Algunos ejemplos del estado liquido son agua, refresco, la sangre, el jugo, la leche, el mercurio...

Gas:
Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.

Las caracteristicas del estado gaseoso es aquel estado de la materia en el cual las sustancias presentan volumen y forma indefinidos y muestran poca respuesta a la gravedad
Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión
Algunos ejemplos de este estado son, el agua al evaporarse, hidrogeno, dióxido de carbono… 

Los cambios de estado


Fusión es el paso de sólido a líquido. Solidificación es el paso inverso. Se producen a una temperatura concreta llamada temperatura de fusión.

Evaporación es el paso de líquido a gas a cualquier temperatura.

Condensación es el paso inverso también a cualquier temperatura.

Ebullición es el paso de líquido a gas a la temperatura de ebullición.

Licuación es el paso inverso también a esta temperatura determinada.

Sublimación es el paso directo de sólido a gas sin pasar por líquido. Sublimación inversa o regresiva es el paso directo de gas a sólido. Ambos solo se dan en algunas sustancias, por ejemplo, el yodo o el alcanfor.

En algunos de estos procesos se consume calor y en otros se libera:

Fusión, evaporación, ebullición y sublimación son procesos que transcurren con absorción de calor, por lo que aumenta la temperatura. Son procesos llamados progresivos.

Solidificación, condensación, licuación y sublimación inversa son procesos en los que se libera calor, por lo que desciende la temperatura. Son procesos llamados regresivos.


Mientras se produce el cambio de estado la temperatura del cuerpo no cambia. Todo el calor aportado se invierte en el cambio de estado. Lo mismo ocurre si el cambio es regresivo. Entonces, el calor se desprende y la temperatura de la sustancia tampoco varía hasta que acaba el cambio de estado físico.



Teoría cinético-molecular

Entre los siglos XVIII y XIX se desarrolló la teoría cinética de los gases para explicar el comportamiento de los mismos. La teoría cinético-molecular de los gases utiliza una descripción molecular para explicar el comportamiento macroscópico de la materia y se basa en  postulados. Estos postulados no se pueden demostrar experimentalmente. Los aceptamos porque las consecuencias que de ellos se derivan si están de acuerdo con la experiencia.

 Los postulados de la teoría cinética de los gases son los siguientes:
  • Los gases consisten en Moléculas muy separadas en el espacio. El volumen real de las moléculas individuales es despreciable en comparación con el volumen total del gas como un todo (En esta teoría se considera como moléculas a las partículas que forman el gas las cuales en algunos casos son moléculas de uno o varios átomos).
  • Las moléculas de los gases están en constante movimiento caótico, chocan entre sí elásticamente (no pierden energía cinética debido a los choques) y pueden transmitir la energía de una molécula a otra.
  • La temperatura se considera como una medida de la energía cinética media de todas las moléculas. Es decir, que a una temperatura dada, las moléculas de todos los gases tienen el mismo promedio de energía cinética.
  • Las fuerzas de atracción entre las moléculas son despreciables
  • La presión de un gas es consecuencia de los choques de las moléculas del gas con las paredes del recipiente que las contiene resultando en una fuerza por unidad de superficie (presión).


Leyes de los gases

Todas las masas gaseosas experimentan variaciones de presión (P), volumen (V) y temperatura (T) que se rigen por las leyes de los gases:

LA TEMPERATURA: Según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. Dado que la energía cinética depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas. Hay varias escalas para medir la temperatura; las más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (ºK) y Fahrenheit (ºF).

LA PRESION: Según la teoría cinética, la presión de un gas está relacionada con el número de choques por unidad de tiempo de las moléculas del gas contra las paredes del recipiente. Cuando la presión aumenta quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo es mayor. 1 atm = 760 mm Hg

EL VOLUMEN: El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas. 1 litro = 1000 ml = 1 dm= 1000 cm3

CANTIDAD DE GAS: La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que utilizamos para medir la cantidad de gas es el mol. Un mol es una cantidad igual al llamado número de Avogadro:
1 mol de moléculas= 6,022·1023 moléculas
1 mol de átomos= 6,022·1023 átomos
 ¡¡¡ 602.200.000.000.000.000.000.000 !!!


Ley de Boyle-Mariotte (V, P son variables; T es constante)
Fue descubierta por Robert Boyle (1627-1691) en 1662. Edme Mariotte (1620-1684) también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.

Los volúmenes ocupados por una misma masa gaseosa manteniendo su temperatura constante, son inversamente proporcionales a la presión que soporta.

El volumen es inversamente proporcional a la presión.
•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

¿Por qué ocurre esto?
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.

Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:
  
 (el producto de la presión por el volumen es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:


Ley de Charles (P, T son variables; V es constante)
En 1787, Jack Charles (1746-1823) estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.

El volumen ocupado por una masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta, siempre que la presión sea constante.

El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:
•Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.
•Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.

¿Por qué ocurre esto?
Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor. Matemáticamente podemos expresarlo así:
 
  (el cociente entre el volumen y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2, entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

Ley de Gay-Lussac (V, T son variables; P es constante)
Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) a principios de 1800. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

La presión ejercida por una masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta, siempre que el volumen sea constante.

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:
•Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.
•Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

¿Por qué ocurre esto?
Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor. Matemáticamente podemos expresarlo así:
 
 (el cociente entre la presión y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:


Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al igual que en la ley de Charles, las temperaturas han de expresarse en Kelvin.


Ley de Avogadro
Esta ley, descubierta por Amedeo Avogadro (1776-1856) a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:
•Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen.
•Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.

¿Por qué ocurre esto?
Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.

Matemáticamente podemos expresar la ley de Avogadro así:
 
 (el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)

Supongamos que tenemos una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. Si variamos la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2, entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:
 
Hipótesis de Avogadro:
«En un determinado volumen de un gas, sea cual sea el gas contenido, y a una determinada presión y temperatura, siempre existe el mismo número de moléculas».

Ley de Avogadro:
«Un mol de un gas ocupa siempre el mismo volumen que un mol de cualquier otro gas que se encuentre en las mismas condiciones de presión y temperatura. El volumen que ocupa un mol de cualquier gas, en condiciones normales (P= 1 atm, T=273ºK), es de 22,4 L».

Ecuación general del estado gaseoso (P, T, V son variables)
Las tres leyes referidas a un único gas (Boyle, Charles y Gay-Lussac) se pueden resumir en una única ecuación matemática:

Fíjate en que si mantienes constante la temperatura T, la ecuación general se reduce a PV=cte, ya que al ser T1 = T2 puedes simplificar la igualdad. Es decir, se obtiene la ley de Boyle (PV=k). Evidentemente, la constante de esta ley de Boyle es distinta de la anterior.
De forma similar, manteniendo constante la presión o el volumen, obtendrás las leyes de Charles (V/T=k´´) y de Gay-Lussac (P/T=k´´´).
Es importante que te fijes en que las constantes de las leyes dependen de la cantidad de gas que hay en el recipiente y su valor es diferente en cada ley.

La ley general de los gases o ley combinada dice que una masa de un gas ocupa un volumen que está determinado por la presión y la temperatura de dicho gas. 

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques con perfectamente elásticos  Se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumen que dan lugar a la ley de los gases ideales.
La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión  el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:
Donde:
P= Presión (atm)
V= Volumen (l)
n= Moles de Gas
R= Constante universal de los gases ideales 
T= Temperatura absoluta (ºK)


¿Cómo se determina R ?
A partir de las condiciones normales (P= 1 atm, T=273ºK) y de la Ley de Avogadro: