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Química – Disoluciones
¿Has notado la diferencia que hay cuando tomamos un té con una cucharada de azúcar y cuando lo tomamos con tres cucharadas de azúcar? La diferencia radica en la concentración. A lo largo de este capítulo veremos formas de cuantificar concentraciones, junto con entender el concepto de acidez.
© Fernando Brierley V. – Felipe Salas B.
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QUÍMICA – DISOLUCIONES
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Disoluciones
Muchas veces hemos tenido la curiosidad acerca de qué pasa al “combinar” dos sustancias que no conocemos. La misma motivación ha llevado a los científicos a descubrir muchos compuestos complejos, pero de una utilidad gigantesca. Sin embargo con el tiempo se han ido incorporando las llamadas concentraciones de las soluciones, para ayudar a distinguir unas de otras.
Una solución (o disolución) es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La que
está en mayor cantidad la llamamos solvente (o disolvente) y la que está en menor cantidad la llamamos soluto (o disoluto).
Podemos distinguir tres tipos de soluciones, dependiendo del estado de agregación del
soluto y del solvente:
(i) Sólidas: donde el solvente y el soluto son sólidos.
(ii) Líquidas: el solvente es líquido y el soluto puede estar en cualquiera de los tres estados fundamentales de la materia.
(iii) Gaseosas: Tanto el solvente
como el soluto se encuentran en estado gaseoso.
El hecho de poder cuantificar la concentración de una solución es algo muy útil. Es por ello que se han inventado numerosas medidas de concentración.
Existe un modo de medir concentraciones
dependiendo únicamente de la masa (o el volumen) del soluto y de la solución. Son las llamadas concentraciones en porcentajes.
Veremos a continuación las más usadas:
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I] Tipos de Concentraciones:
a) Porcentaje en masa/masa (m/m): Es la cantidad de gramos de soluto que hay en 100 gramos de solución. Se calcula de la siguiente manera:
%𝑚𝑚= 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑔 · 100𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 [𝑔]
Dato puntaje: Masa de la solución = masa soluto + masa solvente.
b) Porcentaje en masa/volumen (m/v): Es la cantidad de gramos de soluto que hay en 100 mililitros de solución. Se calcula de la siguiente manera:
%𝑚𝑣=
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑔 · 100𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 [𝑚𝐿]
c) Porcentaje en volumen/volumen (v/v): Es la cantidad de mililitros de soluto
que hay en 100 mililitros de solución. Se calcula de la siguiente manera:
%𝑣𝑣= 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝐿 · 100𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 [𝑚𝐿]
d) Partes por millón (PPM): Es la cantidad de unidades de soluto que hay por un
millón de unidades de solución.
𝑃𝑃𝑀 =𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 [𝑚𝑔]𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 [𝑘𝑔]
Para poder definir las demás medidas de
concentración, es necesario entender primero qué es un mol.
Al igual que una decena, un mol es una cantidad de objetos. Usualmente, en química trabajamos con moles de átomos o de moléculas, pero al ser una cantidad nosotros podríamos hablar de un mol de personas, un mol botellas, etc.
1 𝑚𝑜𝑙 = 6.02 · 10!" 𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠.
Vemos que un mol es una cantidad gigantesca, es decir, es el número 602 seguido de 21
ceros. Es también llamado como la constante de Avogadro.
Dato puntaje: Para determinar la constante de Avogadro, éste último se preguntó cuántos átomos de carbono 12 (C12) hay en 12 gramos de dicho elemento.
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A partir del concepto de mol, podemos incurrir en otras formas de medir concentraciones, las cuales dependen del número de moles del soluto, junto con el volumen (o la masa) de la solución.
e) Molaridad (concentración molar): Es la cantidad de moles de soluto que hay en un litro de solución.
𝑀 = 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 [𝐿]
f) Molalidad (concentración molal): Es la cantidad de moles de soluto que hay en un kilogramo de solvente.
𝑚 = 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 [𝐾𝑔]
g) Fracción molar: Es el cuociente entre la cantidad de moles de un soluto y la
cantidad de moles de la solución.
𝐹𝑀 =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
A pesar de tener maneras de cuantificar las concentraciones, es necesario recalcar que una concentración no puede ser infinita, puesto que la capacidad de disolver tiene un límite.
Dato puntaje: Ésto lo evidenciamos cuando queremos disolver sal en agua. Después de un tiempo, la sal deja de disolverse y comienza a depositarse en el fondo.
I I] Solubilidad
Dependiendo del grado de concentración del soluto podemos definir distintos tipos de soluciones:
Solución insaturada: es la que permite seguir disolviendo soluto.
Solución saturada: es la que ya no disuelve más soluto, siendo este depositado en el fondo.
Solución sobresaturada: ocurre cuando se enfría lentamente una solución saturada, la cual no acepta más soluto pero tiene mayor cantidad de soluto disuelto que una solución saturada.
Es necesario recalcar que solventes polares disuelven
solutos polares, mientras que solventes apolares lo hacen con solutos apolares. Es por ello que vemos fenómenos como la imposibilidad de disolver aceite en agua.
Es así como nace el concepto de solubilidad, el que se representa por una curva. Esta curva nos dice la constante de solubilidad, es decir, la mayor
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cantidad de soluto que acepta un solvente antes de saturarse. Existen maneras de hacer cambiar esa constante, las veremos a continuación.
Temperatura: En general al aumentar la
temperatura de la mezcla, aumenta la solubilidad. Presión: Al aumentar la presión a la que
está sometida la solución, aumenta la solubilidad (Solo en gases).
Podríamos pensar que las propiedades físicas son inalterables y que no deberían cambiar si disolvemos soluto en un solvente. La verdad es que no es así. Existen las llamadas propiedades coligativas, que son propiedades que cambian dependiendo del número de partículas que disolvamos.
I II] Propiedades Coligativas:
Las propiedades coligativas corresponden al cambio de ciertas propiedades físicas del solvente al agregarle soluto. Es importante recalcar que las propiedades dependen de la cantidad de soluto (cantidad de partículas) y no de su naturaleza. A continuación explicaremos cada una.
Presión de vapor: La presión de vapor es la presión que ejerce la capa superficial de
todo fluido al pasar constantemente del estado líquido al gaseoso. Al aumentar la cantidad de partículas disueltas, la presión de vapor disminuye puesto que las moléculas del líquido están más “ocupadas” con el soluto.
Aumento ebulloscópico (Temperatura de ebullición). A medida que aumentamos la
cantidad de partículas disueltas, la temperatura de ebullición irá en aumento. Descenso crioscópico (Temperatura de congelación): A medida que aumentamos la
cantidad de partículas disueltas, la temperatura de fusión disminuye. Tanto el aumento ebulloscópico como el descenso crioscópico responden a la siguente
fórmula:
∆°𝑇 = 𝐾 ·𝑚 𝐷𝑜𝑛𝑑𝑒 ∆°𝑇 𝑒𝑠 𝑒𝑙 𝑐𝑎𝑚𝑏𝑖𝑜 𝑑𝑒 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑎 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑖𝑐𝑖ó𝑛
𝑎𝑢𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑜𝑠𝑐ó𝑝𝑖𝑐𝑜 𝑜 𝑏𝑖𝑒𝑛 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑙𝑎 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑔𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒𝑠𝑐𝑒𝑛𝑠𝑜 𝑐𝑟𝑖𝑜𝑠𝑐ó𝑝𝑖𝑐𝑜 𝐾 𝑒𝑠 𝑢𝑛𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑝𝑟𝑜𝑝𝑖𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑚 𝑒𝑠 𝑙𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜.
Presión osmótica: Cuando dejamos dos soluciones (de distintas concentraciones) del mismo solvente separadas de una membrana semi-‐permeable, la cual sólo permite el paso al solvente, se ve que el solvente viaja de una zona de menor concentración a una de mayor. La presión osmótica corresponde a la presión hidrostática que alcanza la disolución más concentrada en el instante en el que el paso de moléculas es nulo.
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IV] Estequiometría:
La estequiometría es la rama de la química que se preocupa del cálculo de las
relaciones cuantitativas que existe entre los reactantes y los productos de una reacción. Para ello es necesario definir conceptos que nos serán de ayuda.
Masa atómica: Es la masa de un mol de un determinado elemento. Ejemplo: Si tomamos un mol de hidrógeno, su masa será aproximadamente 1 gramo. Masa Molecular (MM): Es la masa de un mol de una determinada molécula. Ejemplo: Si tomamos un mol de agua, su masa será aproximadamente 18 gramos. La unidad de la masa atómica como de la masa molecular es !"#$%&
!"#
Siendo una forma de calcular la masa molecular la siguiente:
𝑀𝑀 = 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
Es así como podemos expresar una reacción química como una ecuación, donde se entiende que unos reactantes se transforman en productos. Esta transformación presupone una ruptura de enlaces y formación de nuevas especies.
En una reacción, nos encontraremos con la notación siguiente: 𝑁𝐴! (!"#$%&), donde A es
el elemento, x es el número de elementos que forman una molécula, N es el número de moles de moléculas (coeficiente estequiométrico), siendo usualmente el número de moles y el estado corresponde al estado de agregación.
Es importante recalcar que el número de partículas lo podemos sacar como N·x. Un ejemplo de ello puede ser 3O2(g). Es decir, tenemos tres moles de la molécula di
oxígeno en estado gaseoso. También se puede entender como que hay 6 moles de átomos de oxígeno (pues 3·2 es 6).
A continuación veremos una ecuación química.
V] Ecuaciones Químicas: En una ecuación química, se representan a los reactantes al lado izquierdo, mientras
que los productos son los del lado derecho. A continuación veremos un ejemplo de reacción.
2𝐻!(!) + 𝑂!(!)
2𝐻!𝑂(!) De esta reacción podemos interpretar que dos moles de di hidrógeno reaccionan con un
mol de oxígeno formando dos moles de agua (este análisis puede ser hecho usando partículas en vez de mol, puesto que el coeficiente estequiométrico es general).
Además, las reacciones tienen que cumplir con una condición. No infringir la ley de la
conservación de la masa. Es decir, si en los reactantes teníamos dos moles de di hidrógeno, estos tienen que estar también en los productos, puesto que la masa no se crea ni se destruye.
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Es así como nos podemos encontrar con ecuaciones no balanceadas:
𝐶𝑂! + 𝐻!𝑂
𝐶!𝐻!"𝑂! + 𝑂! Claramente es una ecuación no balanceada, si construimos una tabla nos queda de la
siguiente forma:
Elemento Número de partículas: reactantes
Número de partículas: productos
Oxígeno 2 + 1 = 3 8 Carbono 1 6 Hidrógeno 2 12
Para que una ecuación esté balanceada, el número de partículas en los reactantes debe
ser igual al de los productos. Para ello, debemos anteponer coeficientes estequiométricos a las especies para poder
balancear. Esta ecuación balanceada nos queda de la manera:
6𝐶𝑂! + 6𝐻!𝑂
𝐶!𝐻!"𝑂! + 6𝑂! De este modo, al construir la tabla nos queda: Elemento Número de
partículas: reactantes
Número de partículas: productos
Oxígeno 6·2 + 6 = 18 6 + 6·2 = 18 Carbono 6 6 Hidrógeno 6·2 = 12 12
Por lo que la ecuación está balanceada. En general, la receta para balancear correctamente una ecuación es ir probando
coeficientes de tal manera que el número de partículas de un determinado elemento sea el mismo tanto en los reactantes como en los productos.
VI] Ácidos y Bases:
Todas las sustancias se pueden clasificar como ácidos o bases. Esta clasificación implica ciertas propiedades que tienen todas las sustancias ácidas y propiedades que comparten las bases.
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Propiedades: Ácidos:
- Sabor agrio - Tiñen de rojo el papel tornasol. - Al reaccionar con una base se neutralizan. - Liberan H+ al reaccionar con metales.
Bases: - Sabor amargo - Tiñen de azul el papel tornasol. - Al reaccionar con un ácido se neutralizan.
Existen maneras para identificar cuándo una sustancia es ácido o base en una reacción.
A lo largo de la historia científicos han logrado establecer teorías del comportamiento de los ácidos y las bases. Las presentaremos a continuación.
1 . Teoría de Arrhenius:
Esta teoría nos dice que un ácido es una sustancia que en una solución
acuosa libera iones H+, mientras que una base es una sustancia que en una solución acuosa libera iones OH-‐. El problema de ésta teoría es que se restringe a sólo soluciones acuosas y no dice qué ocurre en otras.
2 . Teoría de Brönsted-‐Lowry:
Esta teoría nos dice que un ácido es una sustancia que en una solución
(de cualquier tipo) libera iones H+, mientras que una base es una sustancia que en una solución acepta iones H+.
3 . Teoría de Lewis:
Esta teoría nos dice que un ácido es una sustancia que puede aceptar
un par de electrones (tiene un orbital vacío) mientras que una base es una sustancia que tiene un par de electrones libres (puede donar un par de electrones).
Una vez sabido cómo identificar a las sustancias ácidas, nace la inquietud de cómo
cuantificar esta acidez (o en su defecto, basicidad). Para ello es que se creó una escala de pH. Esta escala sitúa a las sustancias neutras (como el agua) en el rango de pH=7.
Entre 0 y 7 se considera que la sustancia es ácida, siendo 0 muy ácida y a medida que nos acercamos a 7 la acidez va disminuyendo. Entre 7 y 14 la sustancia es básica, siendo 14 muy básica y a medida que nos acercamos a 7 la basicidad va disminuyendo.
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Existen además unas sustancias llamadas Buffers (o tampones). La particularidad de
estas sustancias radica en la posibilidad que tienen para dejar el pH de una solución dentro de ciertos márgenes. El modo de operar de los Buffers es comportarse como base o ácido dependiendo de la sustancia que desea neutralizar. Este comportamiento se conoce como comportamiento de anfótero.