PROFESOR: SADAY E. ZAPATA L. NIVEL: 12 °
Apuntes de Química 12° Tema: Las disoluciones
Mezcla: Combinación de dos o más sustancias puras.
Fase: Cada una de las partes homogéneas ( iguales ) de un sistema heterogéneo. Región de materia cuyo conjunto de propiedades son idénticas. Cada una de las partes distinguibles en una mezcla.
Mezcla Homogénea: Combinación de dos o más sustancias en donde se observa o distingue una sola fase y la composición es uniforme (Sal-Agua).
Mezcla Heterogénea: Combinación de dos o más sustancias en donde físicamente se observan más de una fase y cuya composición no es uniforme (Arena- Agua).
Disolución: Mezcla homogénea de dos o más sustancias . Está constituida por dos componentes básicos: Soluto y Solvente.
Soluto: Sustancia que se disuelve y que se encuentra presente en la solución en menor cantidad ( en gramos ).
Solvente: Sustancia que disuelve y que se encuentra presente en la solución en mayor cantidad ( en gramos ).
TIPOS DE DISOLUCIONES
Electronegatividad: Atracción que ejerce un átomo sobre los electrones que forman un enlace químico. Aumenta en los períodos de la Tabla Periódica hacia la derecha y en los grupos o familias hacia arriba. Es mayor entre más pequeños sea el átomo.
Disolver: Dispersar las moléculas o iones del soluto entre las moléculas del disolvente de manera tal que ocurra una interacción o atracción entre las moléculas del solvente y del soluto. En estas interacciones actúan las polaridades o cargas positivas – negativas de los polos de las moléculas participantes. Ésta polaridad depende de la electronegatividad de los elementos.
Tabla de Electronegatividad
Enlace iónico: Ocurre por transferencia de electrones de un átomo a otro más electronegativo. La diferencia de electronegatividad de los átomos es ≥ 1.7. Ejemplos: Na –Cl (2.1); Mg – F (2.8); Li – Br (1.8).
Estos enlaces son polares ya que existen polos positivos – negativos definidos.
Enlace Covalente: Ocurre por compartimiento de electrones entre dos átomos de parecida o igual electronegatividad. La diferencia de electronegatividad de los átomos es < 1.7. Se dividen en enlaces: Covalente polar y Covalente no polar.
Covalente Polar: Ocurre por compartimiento de electrones entre dos átomos de parecida electronegatividad. La diferencia de electronegatividad de los átomos es 0.8 – 1.6.
Estos enlaces son polares ya que existen polos positivos – negativos.
Ejemplos: H – O ( 1.4 ) H – Cl ( 0.9 ) Excepción: H – F (1.9 ) pareciera iónico pero es covalente polar, ya que el H forma siempre enlaces de tipo covalente.
Covalente No Polar: Se da por compartimiento de electrones entre dos átomos de igual o parecida electronegatividad. La diferencia de electronegatividad de los átomos es de 0.0 – 0.7 . En estos enlaces ambos átomos tienen la misma capacidad para atraer los electrones del enlace; por esta razón no se forman polos con cargas definidas sino polos transitorios.
Ejemplos: Cl – Cl ( 0 ) ; C – H ( 0.4 ) ; Br – C ( 0.3 ).
Solubilidad: Propiedad física que indica la capacidad de una sustancia de dispersarse o disolverse completa o parcialmente en otra por medio de atracciones electrostáticas.
Disolución de Sustancias iónicas:
Los iones de los compuestos iónicos ( NaCl ) al ser disueltos en H2O (covalente polar) se disocian y se separan de la red cristalina de la sal dispersándose en el solvente ; e individualmente son rodeados por las moléculas polares del agua. Éstas moléculas de agua orientan sus polos negativos ( átomos de oxígeno ) para rodear los iones positivos de la sal ( Na 1 + ), mientras que los iones negativos (Cl 1–) son rodeados por los polos o extremos positivos ( átomos de hidrógeno).
Disolución de Sustancias Covalentes Polares
Estas disoluciones se hacen mediante interacciones conocidas como “ Puentes de Hidrógeno ”.
Puentes de Hidrógeno: Interacción covalente entre el H y átomos electronegativos preferiblemente como O, N, F. Este tipo de interacción se experimenta entre las propias moléculas de agua en sus enlaces H -O.
Las sustancias covalentes polares tienen grupos moleculares similares en carga a los del agua por lo que son muy compatibles con éstas. Moléculas como la Glucosa (C6H12O6) ; Sacarosa (C12H22O11) (Azúcar de mesa); Etanol ( C2H6O ) ( Alcohol etílico ), son ejemplos de moléculas polares que forman interacciones “Puentes de Hidrógeno” con las moléculas de agua .
Las moléculas covalentes polares NO SE DISOCIAN en agua; por el contrario permanece intacta y lo que ocurre es una interacción de los polos de estas moléculas con los polos positivos o negativos del agua mediante atracciones puente de Hidrógeno.
Hay sustancias que NO son solubles en agua ya que están formados únicamente por enlaces covalentes no polares ( C – H ). Ejemplo de estas sustancias son los hidrocarburos o derivados del petróleo ( largas cadenas de C –H ) y los aceites que también son moléculas formadas por largas cadenas de C –H.
Reglas de solubilidad de las sustancias: Basados en los criterios estudiados podemos concluir con las reglas “Lo igual disuelve lo igual”. Esto se refiere a que sustancias polares de disuelven en sustancias polares y sustancias no polares se disuelven en sustancias no polares.
A continuación los siguientes criterios para estudiar la solubilidad de compuestos iónicos en agua a 25°C.
Nota: Estas reglas de solubilidad se basan en observaciones experimentales ya que NO hay regla sencilla que nos permita predecir o explicar con certeza la solubilidad de los diferentes compuestos iónicos.
Cuando empleamos solutos sólidos (Sal de cocina), su disolución en agua se expresa usando la expresión soluble o no soluble; si se trata de solutos líquidos (Alcohol ), su disolución en agua se expresa usando la expresión: Líquidos miscibles o inmiscibles.
Los líquidos son miscibles cuando los líquidos se combinan completamente en cualquier proporción para formar una solución.
Los líquidos son inmiscibles: Cuando los líquidos no se mezclan sino que forman capas separadas. Ninguno de los dos se disuelven de manera apreciable en el otro.
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD DE LAS SUSTANCIAS.
La solubilidad depende de:
1- Naturaleza Química Soluto-Solvente: Sustancias polares se disuelven en solventes polares y sustancias no polares se disuelven en solventes no polares o apolares. Regla: “Lo igual disuelve lo igual”.
2- Temperatura: La solubilidad de la mayoría de los sólidos en un líquido por lo general aumenta con la temperatura la cual facilita la cinética química y las interacciones entre soluto-solvente. A grosso modo se puede deducir la siguiente regla: “ La solubilidad de solutos sólidos generalmente es directamente proporcional a la temperatura ”.
En los sistemas Gas-Líquidos; “La solubilidad de solutos gaseosos es inversamente proporcional a la temperatura ”, es por esto que observamos el burbujeo al hervir el agua debido a los gases disueltos en esta: H2 , O2 , N2, CO2.
Aquí juega un papel relevante la densidad del gas ( masa / volumen ) que es afectada por la temperatura, siguiendo la Ley de los gases de Charles ( Volumen del gas a Temperatura ). A mayor temperatura > Volumen y por ende menor Densidad por lo que el gas es más liviano y se separa del líquido. Lo contrario ocurre si disminuye la temperatura , por lo que el gas se hace más pesado ( aumenta su densidad ) y se queda en el líquido.
3- Presión: Ésta NO afecta los sistemas Sólidos-Líquidos; sólo perturba los sistemas Gas-Líquidos. “ La solubilidad de un soluto gaseoso es directamente proporcional a la presión ”. Es por ésto que al destapar una soda la disminución de la presión en el sistema permite el escape del exceso de CO2 y se observa efervescencia.
Aquí juega también un papel importante la densidad del gas ( masa / volumen ) que es afectada por la presión, siguiendo la Ley de los gases de Boyle ( Volumen del gas 1 / a Presión ). A mayor presión < Volumen y por ende mayor Densidad por lo que el gas es más pesado y se queda en el líquido. Lo contrario ocurre si disminuye la presión , por lo que el gas se hace más liviano
( disminuye su densidad ) y se separa del líquido.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE DISOLUCIÓN DE LAS SUSTANCIAS.
La velocidad de disolución depende de:
1- Tamaño de las partículas: Las partículas más finas o trituradas tienen mayor área de superficie expuestas al disolvente y esto facilita las interacciones entre el soluto-solvente. Se hace entonces más fácil la dispersión del soluto en el solvente.
2- Velocidad de agitación ( Agitación mecánica ): Se aumentan así las interacciones soluto-solvente debido a que el soluto no disuelto se aproxima para unirse más rápido al solvente. La agitación por ende mejora la dispersión del soluto en el solvente.
3- Temperatura: Este factor también afecta las interacciones entre las moléculas del soluto con el solvente ya que aumenta el grado de movimiento entre las moléculas del sistema. Se facilita así la dispersión del soluto en el solvente.
Concentración: Relación entre la cantidad de soluto y cantidad de solvente en una solución. Medida de la cantidad del soluto contenido en una cantidad de disolvente o solución.
La concentración de una solución se puede expresar cualitativamente y cuantitativamente.
Medición Cualitativa de la concentración de soluciones: Se basa en la apreciación que hacemos nosotros de una concentración (cantidad de soluto en un solvente) basándonos en nuestros sentidos (gusto, olfato). Esta apreciación es subjetiva y relativa; no igual para todos.
Para sistemas líquidos-líquidos, las medidas cualitativas más comunes son: Concentradas (alta cantidad de soluto) y Diluidas (baja cantidad de soluto).
Para sistemas Sólidos- líquidos, las medidas cualitativas de concentración más comunes son: Solución no saturada, Saturada, Sobresaturada.
Para referirnos a estas medidas cualitativas de expresar concentraciones es necesario considerar que sin importar lo finas o pequeñas que sean las partículas de soluto, lo caliente que esté el solvente, o lo mucho o rápido que agitemos el sistema soluto-solvente; en algún momento el solvente ya no podrá contener en sus enlaces o puntos de interacción ninguna molécula de soluto, por lo que el exceso de soluto se precipita o cristaliza y se va al fondo del recipiente porque se ha excedido la concentración máxima de soluto que puede retener el solvente. Las medida de la cantidad máxima de un soluto a determinadas temperaturas ya están estandarizadas para cada sustancia y se conocen como LÍMITES DE SOLUBILIDAD.
Equilibrio Dinámico: Estado en el que la velocidad de disolución de un soluto no disuelto es igual a la velocidad de cristalización del soluto disuelto, por lo que la cantidad neta de soluto no disuelto y disuelto en solución permanece constante. Este equilibrio se puede representar de la siguiente forma:
Soluto No disuelto Velocidad de disolución Soluto Disuelto
Velocidad de cristalización
Esta dinámica del sistema no es apreciable a nivel macro sino a nivel molecular (microscópico).
Solución No Saturada: Aquellas donde la cantidad de soluto que contiene la solución es menor que la que se puede disolver o que puede aceptar el disolvente como máximo. En ellas la Velocidad de disolución > Velocidad de cristalización del soluto.
Solución Saturada: Es aquella que contiene la cantidad máxima de soluto que puede hallarse disuelta en el disolvente.
En estas soluciones la Velocidad de disolución = Velocidad de cristalización del soluto.
Estas soluciones se encuentran en equilibrio dinámico con el soluto disuelto y el no disuelto, por lo tanto las concentraciones de éstos solutos (disuelto y no disuelto) permanecen constantes.
Solución Sobresaturada: Solución en la cual la cantidad del soluto es mayor de la que puede aceptar el disolvente como máximo. Se prepara calentando la solución a altas temperaturas para obligar a las moléculas del solvente a interactuar con el soluto y aceptarlo en disolución. Son soluciones inestables ya que al bajar la temperatura se debilitan las falsas interacciones
soluto- solvente y el soluto cristaliza o precipita. En estas soluciones la Velocidad de cristalización del soluto disuelto > Velocidad de disolución del soluto no disuelto.
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