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Soluciones o disoluciones
Mezclas homogéneas formadas por dos o más componentes. En el caso de una solución binaria los componentes se designan como soluto y disolvente.
- Soluto: sustancia que se disuelve y que está en menor cantidad.
- Solvente: es el medio dispersante y corresponde al componente que está en mayor cantidad.
Proceso de disolución
Interacción con el solvente para formar un compuesto solvatado (solvatación), hidratación si el solvente es agua. Puede ocurrir de varias formas:
- sin disociación del soluto (interacciones dipolo-dipolo)
- con disociación del soluto (interacciones ión-dipolo)
Dispersión del soluto sin interacción con el disolvente: “En general un compuesto polar es un buen disolvente para moléculas polares y iones, pero no lo es para moléculas no polares. Por el contrario, un compuesto no polar es un buen disolvente para solutos no polares, pero no lo es para moléculas polares y iones”.
Límites de solubilidad
Un compuesto es soluble cuando excede el 1% P/V en un disolvente
determinado
- Solución saturada: es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto que puede mantenerse disuelta en una cantidad de disolvente determinada y a una temperatura dada.
- Solución sobresaturada: es aquella que contiene cantidades de soluto mayores que una disolución saturada. Estas soluciones son muy inestables, basta agitar o agregar un cristal de soluto a la solución para que se produzca la precipitación del exceso de soluto.
- Soluciones de gases en líquidos: la solubilidad depende de la naturaleza del gas, disminuye a medida que aumenta la temperatura y es directamente proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido en equilibrio (Ley de Henry).
C = k x p (C = concentración del gas en la disolución, p = presión parcial del gas sobre la disolución en equilibrio y k = constante de la ley
de Henry). - Coeficiente de absorción: cociente entre el volumen de gas disuelto y el volumen de disolvente, cuando el gas en contacto con el líquido se halla a la presión parcial de 1 atmósfera.
- Soluciones de líquidos en líquidos: la solubilidad o miscibilidad en general aumenta al elevar la temperatura.
- Soluciones de sólidos en líquidos: son el tipo de soluciones más comunes. La solubilidad depende de la naturaleza del sólido y del disolvente, depende del calor de disolución (en general, en soluciones endotérmicas aumenta al aumentar la temperatura y en exotérmicas, disminuye al aumentar la temperatura) y es mínimamente afectada por la presión.
Expresión de la concentración de las soluciones
- Porcentaje peso-peso (% p/p): gramos de soluto en 100 gramos de solución.
- Porcentaje peso-volumen (% p/v): gramos de soluto en 100 mL de solución.
- Molaridad (M): moles de soluto en 1 litro de solución.
- Molalidad (m): moles de soluto en 1000 gramos de disolvente.
- Fracción molar (xA): moles de un componente (nA) de la disolución dividido por el No total de moles (nA + nB). xA = nA /nA+ nB xA + xB = 1
Propiedades de las soluciones
No electrolitos: no se disocian en iones y por tanto no pueden conducir la corriente eléctrica.
Presión osmótica: presión que se debe aplicar sobre una solución para evitar el paso de disolvente a través de una membrana semipermeable.
π = R x n/V x T π = R x M x T ecuación de Van’t Hoff
(sólo para soluciones diluidas)
R:0,082 atmL/ºKmol
osmol: cantidad de soluto que posee un mol de partículas
osmolaridad (osM): osmoles de soluto por litro de solución
osmolalidad (osm): osmoles de soluto por 1000 g de disolvente
Soluciones isoosmóticas: aquellas que ejercen la misma presión osmótica (igual concentración de partículas de soluto).
Soluciones hipoosmóticas: aquellas que ejercen menor presión osmótica y por tanto poseen menor concentración de partículas de soluto respecto de las soluciones isoosmóticas e hiperosmóticas.
Soluciones hiperosmóticas: aquellas que ejercen mayor presión osmótica y por tanto poseen mayor concentración de partículas de soluto respecto de las soluciones isoosmóticas e hipoosmóticas.
Disminución de la presión de vapor: ley de Raoult:
P = Pod Xd
P = presión de vapor de la solución
Pod = presión de vapor del disolvente puro
Xs = fracción molar del soluto
Aumento del punto de ebullición: Δteb = Keb m
Keb = constante ebulloscópica (ºC/mol)
m = molalidad
Así, por ejemplo para el ascenso del punto de ebullición Δteb = Keb . i . m
i para el NaCl es 2, i para el H2SO4 es 3
Utilidad de las propiedades coligativas:
Determinación del peso molecular
π = R x M x T
π = R x g/PM . V x T
PM = R x g/ π . V x T
Cálculo de la cantidad de soluto requerida para una solución fisiológica de osmolaridad
determinada. grsoluto = m0 . PMsoluto/ v
v = i para una solución diluida de un electrolito fuerte
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