Unidad 05 Soluciones

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SOLUCIONES

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Primera Parte:Propiedades de las soluciones

Segunda Parte:Reacciones Químicas

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Definición de solución

Proceso de solución

Solutos iónicos y moleculares

Formas de Expresar concentraciones

Propiedades Coligativas

Primera Parte:Propiedades de las soluciones

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Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Cada una de las

sustancia de una disolución es un componente de la solución.

El solvente es el componente de la solución que está presente en mayor cantidad,

los demás componentes se llaman solutos.

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• Los coloides están en la línea divisoria entre las soluciones y las mezclas heterogéneas.

• Una de las principales diferencias entre una solución y un coloide es el diámetro de las partículas. Las partículas de coloide son mucho más grande que los solutos de soluciones.

• Una suspensión coloidal no es tan homogénea como una solución

¿Qué son los coloides?

Ejemplos: Crema batida, mantequilla, leche, pintura, humo, niebla.

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Tres tipos de interacciones en el proceso de solución:- interacción solvente-solvente

- interacción soluto-soluto- interacción solvente-soluto

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Una solución saturada contiene la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en un solvente determinado,

a una temperatura específica.

La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad dada de solvente se

conoce como solubilidad de ese soluto.

Una solución insaturada es aquella que contiene menor cantidad de soluto que el necesario para formar

una solución saturada.

Una solución sobresaturada es aquella que contiene más soluto que el que puede haber en una solución

saturada.

Tipos de Soluciones en función de la concentración

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Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una solución que conduce la

electricidad.

Un no electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una solución que no conduce

la electricidad.

no electrólito electrólito débil electrólito fuerte

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Electrólito fuerte: 100% disociación

NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O

Electrólito débil: no se disocia completamente

CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)

En la solución de un electrolito¿quién conduce la electricidad?

Los cationes (+) y aniones (-)

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¿Porqué un no electrolito no conduce electricidad?

En solución no hay cationes ni aniones, sólo moléculas

C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac)H2O

Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólito

HCl CH3COOH (NH2)2CO

HNO3 HF CH3OH

HClO4 HNO2 C2H5OH

NaOH H2O C12H22O11

Compuestos iónicos

Compuestos

Moleculares, enlace covalente

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Hidratación es el proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera específica.

H2O

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Unidades de concentración

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La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una determinada

cantidad de solvente o de solución.

Esta concentración puede expresarse cualitativamente o cuantitativamente.

Se emplean los términos diluida y concentrada para describir una solución en forma cualitativa. - Una solución diluida es aquella que tiene una baja concentración de soluto. - Una solución concentrada es aquella que tiene una alta concentración de soluto.

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Para expresar la concentración de una solución enforma cuantitativa.

Formas físicas Formas químicas

% masa/masa Molaridad

% masa/volumen Molalidad

% volumen/volumen Fracción Molar

ppm

ppb

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Formas físicas

% m/m = masa de un componente x 100 masa de solución

% v/v = volumen de un componente x100 volumen de solución

ppm = masa de un componente x 106

masa total de la solución

ppb = masa de un componente x 109

masa total de la solución

% m/v = masa de un componente x 100 volumen de solución

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Formas Químicas

M =moles de soluto

litros de solución

Molaridad (M)

Molalidad (m)

m =moles de soluto

masa de solvente (kg)

Fracción molar (Xa)

XA = moles de A moles totales

Moles de A = g de A Masa molar de A

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Dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una solución menos concentrada a partir de una más

concentrada.

Dilución

Solvente adicionado

Moles de soluto antes de la dilución

(i)

Moles de soluto después de la dilución

(f)

=

MiVi MfVf=

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Ejercicios

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1. El carbonato de litio Li2CO3 es una droga usada en el tratamiento dela depresión aguda. Si se tiene una solución 0,25 M de Li2CO3 calcule:a) Nº de moles de Li2CO3 que están presentes en 45,8 mL de solución.b) gramos de Li2CO3 están presentes en 750 mL de solución.c) Volumen en mL de esta solución que se deben administrar a un

paciente si la dosis necesaria es de 500 mg cada 6 horas.d) Calcular su % m/m. Considere que la densidad de la solución es de

1,22 g /mL

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2. Usted dispone de dos soluciones salinas que aportan con iones Na+: i) 100 mL de NaCl 0,25 Mii) 150 mL de Na2SO4 2,53 %m/mPara cada una de ellas calcule: (a) g de sal presente(b) moles de sal presente(c) g de Na+ que aporta cada sistema por mL de solución (g Na+/mL).

Considere que las dos soluciones tienen una densidad de 1,01 [g/mL]Masas Molares [g/mol] S = 32,0 O = 16,0 Cl = 35,5 Na = 23,0 H = 1,0

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Propiedades Coligativas

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Estas propiedades dependen del número de partículas de soluto en la solución.

Coligativo significa “que depende de la colección”

“Propiedades Colectivas”

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Dos ejemplos de Propiedades Coligativas

Solvente puro Solución

H2O congela a 0 ºC Una solución 0,5 M de NaCl en H2O congela a –1,9 ºC

H2O hierve a 100 ºC Una solución 2,0 M de C6H12O6 en H2O hierve a 101,0 ºC

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Propiedades ColigativasDisminución de la Presión de Vapor

Disminución del punto de Congelación

Elevación del punto de ebullición

Presión Osmótica

PA = XA PºA PA = Presión de vapor de la solución

XA = Fracción molar del solvente

PºA = Presión de vapor del solvente puro

Tf = Kf *m*i Tf = pto congelación del solvente puro – pto de congelación de la solución

Kf = Constante molal de disminución del punto de congelación m = molalidad de la solución i = número de iones en solución.

Tb = Kb*m*i Tb = pto ebullición de la solución - pto de ebullición del solvente puro

Kb = Constante molal de elevación del punto de ebullición m = molalidad de la solución i = número de iones en la solución

= M*R*T*i M = Molaridad de la solución R = 0,0821

T = Temperatura (K) i = número de iones en solución.

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Constantes molales para diversos solventes

Solvente Kb (ºC/m) Kf (ºC/m)

Agua 0,52 1,86

Benceno 2,53 5,12

Etanol 1,22 1,99

Cloroformo 3,63 4,68

Ácido Acético 2,93 3,90

Ciclohexano 2,79 20,0

Tetracloruro de carbono

5,02 29,8

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¿Qué es la Osmosis?

Movimiento de solvente puro

Movimiento de solvente desde una solución diluida

hacia una solución de alta concentración

de soluto

Podemos decir, que por efecto de la osmosis, el movimiento neto de solvente es siempre desde el sistema diluido hacia el sistema más concentrado

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La ósmosis es el movimiento neto de solvente a través de una membrana semipermeable.

Una membrana semipermeable permite el paso de solvente pero impide el paso de soluto.

La presión osmótica es la presión requerida para detener la ósmosis

Membrana semipermeable

SistemaDiluido

SistemaConcentrado

Presión Osmótica

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¿Qué es una solución Isotónica?

Una solución es isotónica con otra cuando ambas tienen igual presión osmótica

¿Qué es una solución Hipotónica?

¿Qué es una solución Hipertónica?

Una solución de menor presión osmótica es Hipotónica respecto de otra solución con

mayor presión osmótica

Una solución de mayor presión osmótica es Hipertónica respecto de otra solución con

menor presión osmótica

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Una célula en:

solución isotónica

soluciónhipotónica

soluciónhipertónica

Moléculas de aguaMoléculas de soluto

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Aplicaciones prácticas

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Ejercicios

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La presión osmótica de la sangre es 7,7 atm a 25ºC. ¿Qué concentración de glucosa, C6H12O6, debe contener un suero paraque sea isotónico con la sangre? ¿Cuántos gramos de glucosa son necesarios par preparar 500 mL deesta solución?¿Cuál sería la concentración de cloruro de aluminio que cumple con estamisma condición?.

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La adrenalina es la hormona que “dispara” la liberación de moléculas de glucosa adicionales en momentos de tensión o emergencia. Una solución de 0,64 g de adrenalina en 36,0 g de CCl4 causa una elevación de 0,49 °C en el punto de ebullición. Determine la masa molar de la adrenalina.

Segunda Parte:Reacciones Químicas

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Reacciones Químicas

1. Reacciones ácido-base

2. Reacciones de Metátesis

a) Definición de ácido y base

b) Reacciones de Neutralización

c) Valoraciones o Titulaciones

a) Formación de un precipitado

b) Formación de un No electrolito o Electrolito débil

c) Formación de un gas

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Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético. Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.

Reaccionan con ciertos metales para producir hidrógeno gaseoso.

Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono.

Tiene un sabor amargo.

Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases.

Base

Ácidos

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Definiciones de Ácidos y Bases

Definición de Arrhenius

Definición de Brønsted -Lowry

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Según Arrhenius un ácido es una sustancia que produce H+

(H3O+) en agua.

Según Arrhenius, una base es una sustancia que produce OH- en agua.

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Un ácido Brønsted-Lowry es un donador de protones.

Una base Brønsted-Lowry es un aceptor de protones

ácidobase ácido base

Un ácido Brønsted-Lowry debe contener por lo menos un protón ionizable.

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Ácidos monopróticos

HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-

CH3COOH H+ + CH3COO-

Electrólito fuerte, ácido fuerte,


Electrólito débil, ácido débil,

Ácidos dipróticosH2SO4 H+ + HSO4

-

HSO4- H+ + SO4

2-



Ácidos tripróticosH3PO4 H+ + H2PO4

-

H2PO4- H+ + HPO4

2-

HPO42- H+ + PO4

3-




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ácido + base sal + agua

Reacción de neutralización

HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O

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¿Qué volumen de una solución de 1,420 M NaOH se requiere para valorar 25,00 mL de una solución de 4,50 M H2SO4 ?

¡Escriba la ecuación química balanceada!

volumen ácido moles ácido moles base volumen base

H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4

4,50 mol H2SO4

1000 mL solnx

2 mol NaOH

1 mol H2SO4

x1000 ml soln

1,420 mol NaOHx25,00 mL = 158 mL

M

ácido

rx

coef.

M

base

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ValoracionesEn una valoración una solución de concentración exactamente conocida se agrega en forma gradual a otra solución de concentración desconocida hasta que la reacción química entre las dos soluciones se complete.

Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa.

Indicador ácido-base: sustancia química que tiene diferentes colores según sea el pH en que se encuentre.

Despacio agregue la base al ácido desconocido

hasta que el indicador cambie de color

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Tipos de Ecuaciones

Ecuación molecular:

Es la ecuación más conocida, que siempre usamos. Aquí están todas los sustancias presentes, aunque sean electrolitos fuertes.

Ecuación iónica:

En esta ecuación escribimos todos los electrolitos fuertes solubles como iónes. Si la sustancia no es soluble no podemos escribirla en forma iónica. Los electrolitos debiles tampoco se disocianEcuación iónica neta:

Una vez eliminados los iónes espectadores, aquellos que no inviernen en la formación de productos, quedan los iónes y moléculas que intervienen directamente en la reacción.

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HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O

Ecuación Molecular

H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O

Ecuación Iónica

Ecuación Iónica Neta

H+ + OH- H2O

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Ejercicio

Escriba ecuaciones moleculares, iónicas y netas balanceadas para las reacciones que podrían ocurrir al mezclar cada uno de los siguientes pares:

(a) Sulfuro de calcio (ac) y nitrato de amonio (ac)(b) ácido sulfúrico (ac) y cloruro de calcio (ac)(c) Carbonato de sodio (ac) y cloruro de aluminio (ac)

(d) Bromuro de cobre II (ac) e hidróxido de sodio (ac)

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Reacciones de Metátesis

Formación de un precipitado

Formación de un No electrolito o Electrolito débil

Formación de un gas

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Precipitado: sólido insoluble que se separa de la solución

ecuación molecular

ecuación iónica

ecuación iónica neta

Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3

-

Na+ y NO3- son iones espectadores

PbI2

Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)

precipitado

Pb2+ + 2I- PbI2 (s)

Reacciones de precipitación

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1. Escriba una ecuación molecular balanceada.

2. Escriba la ecuación iónica que muestra los electrólitos fuertes.

3. Determine el precipitado de las reglas de solubilidad.

4. Cancele los iónes espectadores en ambos lados de la ecuación iónica.

AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)

Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl (s) + Na+ + NO3

-

Ag+ + Cl- AgCl (s)

Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato del plata con cloruro de sodio.

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Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en el agua a 25ºC

Compuestos solubles Excepciones

Compuestos que contengan iónes de metales alcalinos y NH4

+ C2H3O2-

NO3-, HCO3

-, ClO3-

Cl-, Br-, I- Halogenuros de Ag+, Hg22+, Pb2+

SO42- Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+,

Hg2+, Pb2+

Compuestos insolubles Excepciones

CO32-, PO4

3-, CrO42-, S2- compuestos que contengan iónes

de metales alcalinos y NH4+

OH- Compuestos que contengan iónes de metales alcalinos y Ba2+

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Reacciones en las que se forma un electrolito débil o un no electrolito

Las reacciones de neutralización ácido-base, son las más comunes de este tipo.

Tanto óxido como hidróxido insolubles pueden reaccionarcon ácidos para formar agua y la sal respectiva.

Mg(OH)2 (s) + 2 HCl (ac) MgCl2 (ac) + 2 H2O (l)

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Reacciones en las que se forma un gas

Hay ocasiones en que uno de los productos de la reacción de metátesis es un gas.

En general los gases tienen baja solubilidad en agua, luego al formarse en la reacción, generalmente se desprenden.

2HCl (ac) + Na2S (ac) H2S (g) + 2 NaCl (ac)

a) ¿Qué volumen de solución 0,115 M de HClO4 se requieren para neutralizar 50,0 mL de NaOH 0,0875 M?

b) ¿Qué volumen de HCl 0,128 M se requieren para neutralizar 2,87 g de Mg(OH)2?

c) Si se necesitan 25,8 mL de AgNO3 para precipitar todos los iones de Cl- de una muestra de 785 mg de KCl (con formación de AgCl), que molaridad tiene la solución de AgNO3?

d) Si se requieren 45,3 mL de una solución 0,108 M de HCl para neutralizar una solución de KOH, ¿cuántos gramos de KOH deben estar presentes en la solución. No olvidar escribir la ecuación balanceada.

Unidad 05 Soluciones

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