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    Soluciones Soluciones Presentation Transcript

    • Soluciones
    • Mezclas  Una mezcla está formada por la unión de sustancias en cantidades variables y que no se encuentran químicamente combinadas.  Por lo tanto, una mezcla no tiene un conjunto de propiedades únicas, sino que cada una de las sustancias constituyentes aporta al todo con sus propiedades específicas.
    • Características de las Mezclas  Las mezclas están compuestas por una sustancia, que es el medio, en el que se encuentran una o más sustancias en menor proporción. Se llama fase dispersante al medio y fase dispersa a las sustancias que están en él.
    • Clasificación de las mezclas  De acuerdo al tamaño de las partículas de la fase dispersa, las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.
    • Mezclas homogéneas  Las mezclas homogéneas son aquellas cuyos componentes no son identificables a simple vista, es decir, se aprecia una sola fase física (monofásicas). Ejemplo: aire, agua potable.
    • Mezclas heterogéneas  Las mezclas heterogéneas son aquellas cuyos componentes se pueden distinguir a simple vista, apreciándose más de una fase física. Ejemplo: Agua con piedra, agua con aceite.  Las mezclas heterogéneas se pueden agrupar en: Emulsiones, suspensiones y coloides.
    • Mezclas heterogéneas  Emulsiones: Conformada por 2 fases líquidas inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche, mayonesa.  Suspensiones: Conformada por una fase sólida insoluble en la fase dispersante líquida, por lo cual tiene un aspecto opaco. Ejemplo: Arcilla, tinta china (negro de humo y agua), pinturas al agua, cemento.  Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en donde el sistema disperso puede ser observado a través de un ultramicroscopio.
    • Soluciones Químicas  Son mezclas homogéneas (una fase) que contienen dos o más tipos de sustancias denominadas soluto y solvente; que se mezclan en proporciones variables; sin cambio alguno en su composición, es decir no existe reacción química. Soluto + Solvente → Solución
    • 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 las disoluciones.  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 solventes 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.
    • CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN  La relación entre la cantidad de sustancia disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente se conoce como concentración.  Esta relación se expresa cuantitativamente en forma de unidades físicas y unidades químicas, debiendo considerarse la densidad y el peso molecular del soluto.
    • Concentración en Unidades Físicas  Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p): Indica la masa de soluto en gramos, presente en 100 gramos de solución. Xg soluto → 100g solución %p/p= masa de soluto x 100 masa total de la solución
    • Ejemplo  Una solución de azúcar en agua, contiene 20g de azúcar en 70g de solvente. Expresar la solución en % p/p. soluto + solvente → solución 20g 70g 90g 20g azúcar → 90g solución Xg azúcar → 100g solución X = 20 * 100 = 22,22 %p/p 90
    • Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v)  Indica la masa de soluto en gramos disuelto en 100 mL de solución. Xg soluto → 100mL solución %p/v= masa de soluto x 100 volumen total de la solución
    • Ejemplo  Una solución salina contiene 30g de NaCl en 80 mL de solución. Calcular su concentración en % p/v. 30g NaCl → 80 mL solución Xg NaCl → 100mL solución X = 30 * 100 = 37,5 %p/v 80
    • Porcentaje en volumen (% v/v)  Indica el volumen de soluto, en mL, presente en 100 mL de solución. X mL soluto → 100mL solución %v/v= volumen de soluto x 100 volumen total de la solución
    • Ejemplo  Calcular la concentración en volumen de una solución alcohólica, que contiene 15 mL de alcohol disueltos en 65 mL de solución. 15 mL alcohol → 65 mL solución X mL alcohol → 100mL solución X = 15 * 100 = 23 %v/v 65
    • Concentración común (g/L)  Indica la masa de soluto en gramos, presente en un litro de solución (recordar que 1 L = 1000 mL, por lo que es lo mismo decir mg/mL). Xg soluto → 1 L o 1000 mL solución
    • Ejemplo  Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de solución. Calcular su concentración en gramos por litro. 10g KCl → 80 mL solución Xg KCl → 1000 mL solución X = 10 * 1000 = 125 g/L 80
    • Partes por millón (ppm) Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución. Nota 1g = 1000 mg X mg soluto → 1000 mL solución
    • Ejemplo  Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 mL de solución. En primer lugar se debe transformar los gramos a miligramos, según la relación de arriba. 1 g → 1000 mg 0,85 g → X mg X = 850 mg Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres: 850 mg KNO3 → 670 mL solución X mg KNO3 → 1000 mL solución X = 1268,65 ppm
    • CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS  Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto disuelto hasta formar un litro de solución. X moL → 1L o 1000 mL solución M = mol de soluto V (L) solución
    • Ejemplo  Calcular la concentración molar de una solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de solución. Solución 1 Solución 2 7,2 moL → 7 L M = 7,2 moles KCl X moL → 1L 7L X= 1,02 moL M = 1,02 moL/L
    • Analizando  Como n = m (g) MM (g/moL) M= mol de soluto Reemplazando se tiene que V (L) solución M= m(g) MM(g/moL) x V (L) solución
    • Ejemplo  Calcular la concentración molar de una solución de HCl que contiene 73 g en 500 mL de solución (Masa molar=36,5 g/moL). M = masa (g) PM * V (L) M = 73 (g ) = 4M 36,5 (g/mol) * 0,5 (L)
    • Molaridad en función del porcentaje masa en masa:  Esto quiere decir que algunas veces podremos calcular la molaridad sólo conociendo el porcentaje masa en masa de la solución, mediante la siguiente relación: M = % m/m x densidad solución (δ) x 10 Masa molar soluto
    • Ejemplo  Calcular la molaridad del NaOH sabiendo que la densidad de la solución es 0,9 g/ mL y el porcentaje en masa del NaOH en la solución es 20 % m/m. La masa molar del NaOH es 40 g/moL. M = 20 x 0,9 x 10 40 M = 4,5 moL/L
    • CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS  Normalidad (N): Indica el número de equivalentes de soluto en un volumen de un litro de solución. X eq → 1L o 1000 mL solución N =Número de equivalentes de soluto V (L) solución
    •  El equivalente-gramo de un ácido es igual a su peso molecular dividido por la basicidad del ácido, es decir, por el número de los átomos de hidrógeno contenidos en su molécula y capaces de ser sustituidos por un metal; El peso molecular del H3PO4 es igual a 98,00 uma, y su equivalente 98g/mol = 32,67g/mol 3  El equivalente-gramo de una base es igual a su peso molecular dividido por la valencia del metal o del número de los grupos hidroxilos contenidos en la molécula de la base; El peso molecular del Ca(OH)2 es igual a 74,09 uma, y su equivalente 74,09g/mol = 37,05 g/mol 2  El equivalente-gramo de una sal resulta de dividir la masa de un mol por el número de cargas positivas (o el de cargas negativas) que el compuesto libere al ionizarse; El peso molecular del Al2(SO4)3 es igual a 342,14 uma, y su equivalente 342,14g/mol = 57,02 g/mol 3x2
    • Ejemplo  ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 40g de ácido sulfúrico en 600 ml de solución? Masa Eq= 98 = 49 g/Eq 2 49g H2SO4 ---------- 1 Eq 40g H2SO4 ---------- x=0,82 Eq N= 0,82 Eq= 1,37 N 0,6 L
    • CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS  Molalidad (m): Indica el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente. X moles → 1Kg o 1000 g disolvente m =moles de soluto Kg de disolvente
    • Ejemplo  Una solución de ácido clorhídrico contiene 36% en masa de ácido clorhídrico. Calcular la molalidad de ácido clorhídrico en la solución. Que la solución sea del 36% implica que contiene 36g de HCl en 100g de solución. Masa de solución=masa de soluto + masa de disolvente Masa de disolvente=masa de solución – masa de soluto Masa de disolvente=100 – 36 = 64g
    • 36,5g de HCl------- 1 mol 36g de HCl --------- x=0,99 moles de HCl 64g de disolvente-------0,99 moles 1000g de disolvente----x= 15 molal m=0,99 moles = 15 molal 0,064Kg
    • CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS  Fracción molar (X): permite expresar la concentración en función de cada uno de los componentes de la solución, ya que relaciona el n° de moles de cada uno de los componentes y el n° total de moles de todas las sustancias presentes en la solución. X =moles de un componente moles totales
    • Ejemplo  Una solución gaseosa contiene 2g de helio y 4g de oxígeno. ¿cuáles son las fracciones molares de helio y oxígeno en la solución? n He= m =2 = 0,5 moles de helio Mol 4 n O2= m = 4 = 0,125 moles de oxígeno Mol 32
    • n totales = 0,5 + 0,125 = 0,625 Xhe = 0,5 = 0,8 0,625 Xo2 = 0,125 = 0,2 0,625
    • Solubilidad  Se define solubilidad como la máxima cantidad de un soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de solvente a una temperatura dada. La solubilidad depende de la temperatura, presión y naturaleza del soluto y solvente.  La solubilidad puede expresarse en: gramos de soluto , gramos de soluto, moles de soluto Litro de solvente 100g de solvente litro de solución
    • Dilución  Procedimiento por el cual se disminuye la concentración de una solución por adición de mayor cantidad de solvente.  Al agregar más solvente, se está aumentando la cantidad de solución pero la cantidad de soluto se mantiene constante C1 x V1 = C2 x V2
    • Ejemplo  ¿Qué volumen de HCl 18 M se necesitan para preparar 6 litros de solución 5 M? C1 x V1 = C2 x V2 5M 6L 18M X X=5x6 18 X = 1,67 M
    • Clasificación de las soluciones 1. De acuerdo a la cantidad de soluto  Solución saturada: Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto que puede mantenerse disuelto en una determinada cantidad de solvente a una temperatura establecida.  Solución diluida (insaturada): Es aquella donde la masa de soluto disuelta con respecto a la de la solución saturada es más pequeña para la misma temperatura y masa de solvente.  Solución concentrada: Es aquella donde la cantidad de soluto disuelta es próxima a la determinada por la solubilidad a la misma temperatura.  Solución Sobresaturada: Es aquella que contiene una mayor cantidad de soluto que una solución saturada a temperatura determinada. Esta propiedad la convierte en inestable.
    • 2. De acuerdo a la conductividad eléctrica  Electrolíticas: Se llaman también soluciones iónicas y presentan una apreciable conductividad eléctrica. Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos y bases, 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.
    • Factores a influyen en la Solubilidad 1. Naturaleza del soluto y solvente  Los solutos polares son solubles son solubles en disolventes polares y los apolares en disolventes apolares, ya que se establecen los enlaces correspondientes entre las partículas de soluto y de disolvente. Es decir lo “similar disuelve a lo similar”  Cuando un líquido es infinitamente soluble en otro líquido se dice que son miscibles, como el alcohol en agua.
    • Efecto de la temperatura Solubilidad de sólidos en líquidos:  La variación de la solubilidad con la temperatura está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución del sólido en el líquido se absorbe calor (proceso endotérmico), la solubilidad aumenta al elevarse la temperatura; si por el contrario se desprende calor del sistema (proceso exotérmico), la solubilidad disminuye con la elevación de la temperatura
    • Curvas de solubilidad
    • Efecto de la temperatura Solubilidad de gases en líquidos:  Al disolver un gas en un líquido, generalmente, se desprende calor, lo que significa que un aumento de temperatura en el sistema gas-líquido, disminuye la solubilidad del gas porque el aumento de energía cinética de las moléculas gaseosas provoca colisiones con las moléculas del líquido, disminuyendo su solubilidad.
    • Efecto de la presión En sólidos y líquidos:  La presión no afecta demasiado la solubilidad de sólidos y líquidos; sin embargo, sí es muy importante en la de los gases. En gases:  La solubilidad de los gases en líquidos es directamente proporcional a la presión del gas sobre el líquido a una temperatura dada.