Disolusiones

1. Unidad N° 2
Disoluciones.-
Objetivo: Expresar, calcular y transformar correctamente las
cantidades del soluto en un disolvente de acuerdo con las
unidades establecidas de masa y volumen para su aplicación en
la preparación de disoluciones y diluciones.

2. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.1.1 Definición.
 Para todos los efectos prácticos, los términos disolución y solución son sinónimos. Ambos se
refieren a mezclas homogéneas, aunque el término disolución en muchas ocasiones tiende a usarse
más para las mezclas en que el disolvente es un líquido, pudiendo el soluto ser líquido, sólido o
gaseoso.
 El término solución, en cambio, se emplea mayormente cuando tanto el solvente como el soluto son
líquidos. Igualmente, en química se usan indistintamente ambos términos.
 2.1.2 Componentes
 Las disoluciones tienen dos componentes diferentes:
 Disolvente. El disolvente es la sustancia en la que se disuelve el soluto, generalmente es la más
predominante. También se le conoce como solvente, dispersante o medio de dispersión.
 Soluto(s). En este caso hablamos de la sustancia que es disuelta por el disolvente. Una misma
disolución puede tener más de un soluto disuelto en el mismo disolvente. El soluto se encuentra en
menor cantidad que el disolvente.
Fuente: https://concepto.de/disolucion/#ixzz7bR4QlAFY

3. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.1.3 Tipos de disoluciones
 Tal como en otras mezclas, podemos también obtener diversos tipos de disoluciones (y con
ellas, distintos comportamientos) a través de la concentración final del soluto en el solvente,
pudiendo así hablar de:
 Disoluciones diluidas. Poco soluto en la misma cantidad de disolvente.
 Disoluciones concentradas. Abundante soluto en la misma cantidad de disolvente.
 Disoluciones saturadas. Logran el equilibrio entre soluto y disolvente, sin que se pueda
añadir más soluto, al menos en ciertas condiciones dadas de temperatura y presión.
 Disoluciones sobresaturadas. Son disoluciones que contienen más soluto del que tendría la
disolución saturada a cierta temperatura y presión. Si se aumenta la temperatura de una
disolución saturada, es posible agregar más soluto, pero si se deja enfriar lentamente, se
puede transformar en una disolución sobresaturada.
A continuación veremos el siguiente vídeo:
https://www.youtube.com/watch?v=TJJfUPCr8KQ

4. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.1.4 Coloides y suspensiones
 Son un tipo de mezcla, generalmente compuesto por una fase fluida o continua (líquida o gaseosa) y otra dispersa (generalmente sólida)
en partículas muy pequeñas y muy finas (con un diámetro de entre 10-9 y 10-5 m), que no pueden verse a simple vista.
 Esto último los distingue de las suspensiones químicas, así como el hecho de que al estar mucho rato en reposo las fases de una suspensión
tienden a separarse, pero no así las de un coloide.
 La palabra coloide proviene del vocablo griego kolas, que significa “que puede pegarse”, lo que hace referencia directa a la tendencia de
los coloides a formar coágulos y a adherirse a otras sustancias. Por lo tanto, pueden alterar las propiedades de otras sustancias con las
que entran en contacto, es decir, son potencialmente contaminantes.
 Podría decirse que los coloides están en un lugar intermedio entre disoluciones y suspensiones.
 Los coloides se clasifican dependiendo de la proporción de sus respectivas fases, de acuerdo al esquema: fase dispersa en fase continua:
1. Coloides líquido (fase dispersa) en gas (fase continua). Forman aerosoles líquidos, como la niebla, la bruma o la neblina.
2. Coloides sólido (fase dispersa) en gas (fase continua). Forman aerosoles sólidos, como el humo de un incendio, el polvo en el aire, o la
ceniza volcánica en la atmósfera.
3. Coloides gas (fase dispersa) en líquido (fase continua). Forman espumas, como la de la cerveza o la espuma del afeitado.
4. Coloides líquido (fase dispersa) en líquido (fase continua). Forman emulsiones, como la leche, la mayonesa o las cremas
corporales cosméticas.
5. Coloides sólido (fase dispersa) en líquido (fase continua). Forman soles (singular: “sol”, por ejemplo, la sangre es un sol), como
las pinturas o la tinta china.
6. Coloides gas (fase dispersa) en sólido (fase continua). Forman espumas sólidas, como el merengue o los aerogeles, o la piedra pómez.
7. Coloides líquido (fase dispersa) en sólido (fase continua). Forman geles, como la gelatina, el queso o la gominola.
8. Coloides sólido (fase dispersa) en sólido (fase continua). Forman soles sólidos, como los cristales de rubí.

5. Unidad N° 2.- Disoluciones
 Importancia de los coloides
 Los coloides presentan numerosas aplicaciones en el campo médico y de la
ingeniería, por lo que son una importante rama de estudio de la físicoquímica. De
especial atención son las propiedades acústicas, ópticas y eléctricas de los coloides, ya
que podrían ser la base para obtener nuevos y más modernos materiales.
 Ejemplos de coloides
 Las pinturas en sí son coloides, y también lo son los aerosoles.Algunos ejemplos de
sistemas coloidales son:
 El polvo que flota en el aire. Cuando limpiamos una habitación vieja, el mismo que
podemos ver cuando entra un rayo de luz por la ventana.
 Los aerosoles. Con los que se pinta grafitis son gotas de pintura pulverizada en una
base fija.
 La sangre. Es un sistema coloidal de proteínas, células y sustancias que le proveen su
espesor o ligereza.
 La gelatina. Hecha con cartílago animal, forma un gel a determinadas temperaturas.
 A continuación veamos un video: https://www.youtube.com/watch?v=BQtc-ZOF-rQ

6. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.2 Solubilidad
La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en otra.
Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto;
La sustancia que se disuelve se denomina soluto y la sustancia donde se disuelve el soluto se
llama disolvente.
No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente, por ejemplo en el agua, se disuelve el
alcohol y la sal. El aceite y la gasolina no se disuelven.
En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a estos la
sustancia será más o menos soluble; por ejemplo, los compuestos con más de un grupo funcional
presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico.
Entonces para que sea soluble en éter etílico ha de tener escasa polaridad, es decir no ha de tener más
de un grupo polar el compuesto.
Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: las
parafinas, compuestos aromáticos y los derivados halogenados.
La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de
la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor
máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del
soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.

7. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.2.1 Solubilidad de compuestos iónicos y covalentes.
 Compuestos Iónicos
 Fuerzas Electroestaticas son muy fuertes (Sólidos a Temperatura ambiente y tienen punto de Fusión elevados)
 Solubles en Agua y sus disoluciones conducen electricidad .
 Compuestos Covalentes
 Las moleculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza (Por ello casi siempre son gases, liquidos
o sólidos de bajo punto de fusión)
 Son insolubles en agua no conducen electricidad.
Comparativo de Compuestos Iónicos y Covalentes
PROPIEDAD NaCl (Iónico) CCl4(Covalente)
Aspecto Sólido blanco Líquido incoloro
Punto de fusión 801 °C -23 °C
Calor molar de fusión 30,2 kJ/mol 2,5 kJ/mol
Punto de ebullición 1413 °C 76,5 °C
Calor molar de vaporización 600 kJ/mol 30 kJ/mol
Densidad 2,17 g/mL 1,59 g/mL
Solubilidad en agua Alta Muy baja
Conductividad eléctrica del sólido Pobre Pobre
Conductividad eléctrica del líquido Buena Pobre

8. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.2.2 Factores que afectan la solubilidad
 Los principales factores que afectan la solubilidad son la polaridad, el efecto del ion común, la temperatura,
la presión, la naturaleza del soluto y los factores mecánicos.
 1- Polaridad
 En la mayoría de los casos, los solutos se disuelven en disolventes que tienen una polaridad similar. Los
químicos usan un aforismo popular para describir esta característica de solutos y disolventes: “semejante
disuelve semejante”.
 Los solutos no polares no se disuelven en disolventes polares y viceversa.
 2- Efecto del ion común
 El efecto ion común, es un término que describe la disminución en la solubilidad de un compuesto iónico
cuando se añade a la mezcla una sal que contiene un ion que ya existe en el equilibrio químico.
 Este efecto se explica mejor por el principio de Le Châtelier. Imagínese si el sulfato de calcio compuesto
iónico ligeramente soluble, CaSO4, se añade al agua. La ecuación neta iónica para el equilibrio químico
resultante es la siguiente:
 CaSO4(s)⇌Ca2+(aq)+SO42−(aq)
 El sulfato de calcio es ligeramente soluble. En equilibrio, la mayor parte del calcio y sulfato existe en forma
sólida de sulfato de calcio.
 Supongamos que el compuesto iónico soluble sulfato de cobre (CuSO4) se añadió a la solución. El sulfato de
cobre es soluble; Por lo tanto, su único efecto importante en la ecuación iónica neta es la adición de más
iones de sulfato (SO4
2-).

9. Unidad N° 2.- Disoluciones
 CuSO4(s)⇌Cu2+(aq)+SO42− (aq)
 Los iones sulfato disociados del sulfato de cobre ya están presentes (comunes a) en la mezcla a partir de la ligera disociación del sulfato de calcio.
 Por lo tanto, esta adición de iones sulfato pone énfasis en el equilibrio previamente establecido.
 El principio de Le Chatelier dicta que el esfuerzo adicional en este lado del producto del equilibrio da como resultado el cambio de equilibrio hacia el lado
de los reactantes para aliviar esta nueva tensión.
 Debido al cambio hacia el lado del reaccionante, la solubilidad del sulfato cálcico ligeramente soluble se reduce aún más.
 3- Temperatura
 La temperatura tiene un efecto directo sobre la solubilidad. Para la mayoría de los sólidos iónicos, el aumento de la temperatura aumenta la rapidez con la
que se puede hacer la solución.
 A medida que la temperatura aumenta, las partículas del sólido se mueven más rápido, lo que aumenta las posibilidades de que interactúen con más
partículas del disolvente. Esto da como resultado el aumento de la velocidad a la que se produce una solución.
 La temperatura también puede aumentar la cantidad de soluto que se puede disolver en un disolvente. En términos generales, a medida que aumenta la
temperatura, se disuelven más partículas de soluto.
 Por ejemplo, cuando se agrega azúcar de mesa al agua es un método fácil de hacer una solución. Cuando se calienta esa solución y se sigue agregando
azúcar, se encuentra que grandes cantidades de azúcar se pueden agregar como la temperatura siga aumentando.
 La razón de esto ocurre es que a medida que la temperatura aumenta, las fuerzas intermoleculares pueden romperse más fácilmente, permitiendo que más
partículas de soluto sean atraídas a las partículas de disolvente.
 Hay otros ejemplos, sin embargo, donde el aumento de la temperatura tiene muy poco efecto sobre la cantidad de soluto se puede disolver.
 La sal de mesa es un buen ejemplo: puedes disolver casi la misma cantidad de sal de mesa en agua helada que puedas en agua hirviendo.
 Para todos los gases, a medida que la temperatura aumenta, la solubilidad disminuye. La teoría molecular cinética se puede utilizar para explicar este
fenómeno.
 A medida que la temperatura aumenta, las moléculas de gas se mueven más rápido y son capaces de escapar del líquido. La solubilidad del gas, entonces,
disminuye.
 El gas amoníaco, NH3, muestra una fuerte disminución de la solubilidad a medida que la temperatura aumenta, mientras que todos los sólidos iónicos
muestran un aumento de solubilidad a medida que aumenta la temperatura

10. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.2.3 Efectos de la presión, la temperatura, tamaño de partícula, entre otras.
 4- Presión
 El segundo factor, la presión, afecta a la solubilidad de un gas en un líquido pero nunca de un sólido que se disuelve en
un líquido.
 Cuando se aplica presión a un gas que está por encima de la superficie de un disolvente, el gas se moverá al disolvente
y ocupará algunos de los espacios entre las partículas del disolvente.
 Un buen ejemplo es la soda carbonatada. La presión se aplica para forzar las moléculas de CO2 en la soda. Lo opuesto
también es cierto. Cuando disminuye la presión del gas, también disminuye la solubilidad de ese gas.
 Cuando se abre una lata de bebida gaseosa, la presión en la soda se baja, por lo que el gas inmediatamente comienza a
salir de la solución.
 El dióxido de carbono almacenado en la soda se libera, y se puede ver la efervescencia en la superficie del líquido. Si
deja una lata abierta de soda por un período de tiempo, puede notar que la bebida se vuelve plana debido a la pérdida
de dióxido de carbono.
 Este factor de presión de gas se expresa en la ley de Henry. La ley de Henry establece que, a una temperatura dada, la
solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido.
 Un ejemplo de la ley de Henry se produce en el buceo. Cuando una persona se sumerge en aguas profundas, la presión
aumenta y más gases se disuelven en la sangre.
 Mientras sube de una inmersión en aguas profundas, el buzo necesita volver a la superficie del agua a una velocidad
muy lenta para permitir que todos los gases disueltos salgan de la sangre muy lentamente.
 Si una persona asciende demasiado rápido, puede ocurrir una emergencia médica debido a los gases que salen de la
sangre demasiado rápido.

11. Unidad N° 2.- Disoluciones
 5- Naturaleza del soluto
 La naturaleza del soluto y del solvente y la presencia de otros compuestos químicos en la solución
afectan la solubilidad.
 Por ejemplo, se puede disolver una mayor cantidad de azúcar en agua, que sal en agua. En este caso
se dice que el azúcar es más soluble.
 Etanol en agua son completamente solubles el uno con el otro. En este caso en particular, el solvente
será el compuesto que se encuentre en mayor cantidad.
 El tamaño del soluto es también un factor importante. Cuanto más grandes sean las moléculas del
soluto, mayor es su peso molecular y su tamaño. Es más difícil que las moléculas de disolvente rodeen
moléculas más grandes.
 Si se excluyen todos los factores antes mencionados, se puede encontrar una regla general de que las
partículas más grandes son generalmente menos solubles.
 Si la presión y la temperatura son las mismas que entre dos solutos de la misma polaridad, el que
tiene partículas más pequeñas suele ser más soluble (Factors Affecting Solubility, S.F.).
 6- Factores mecánicos
 En contraste con la velocidad de disolución, la cual depende principalmente de la temperatura, la
velocidad de recristalización depende de la concentración de soluto en la superficie de la red
cristalina, caso que se favorece cuando una solución está inmóvil.
 Por lo tanto, la agitación de la solución evita esta acumulación, maximizando la disolución.
 Video de Repaso https://www.youtube.com/watch?v=HA-31eoDMdo

12. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.4.1 Propiedades Coligativas
 son todas aquellas propiedades que tienen las soluciones y que son independientes del soluto o solutos que se encuentran presentes en la solución.
La definición más sencilla que podemos dar sobre las propiedades coligativas de las soluciones es la siguiente:
“Son todas aquellas propiedades de las soluciones que dependen directamente de la concentración de las partículas disueltas y no de la naturaleza de la solución”.
Esta definición usualmente se cumple en soluciones diluidas que tienen una concentración molar inferior a 0,02 M y para solutos no volátiles. Asimismo, estas propiedades coligativas no guardan relación con otras propiedades
del soluto o solutos que se encuentran en la solución (ni con el tamaño de las partículas involucradas en la disolución), ya que sólo dependen de la cantidad de partículas disueltas en el solvente.
Podemos decir entonces que las propiedades coligativas de la solución, son propiedades universales que dependen únicamente de la cantidad de moléculas disueltas de un soluto, en relación al número de moléculas del solvente
que lo disuelve y no de la naturaleza del soluto.
 Las propiedades coligativas de las soluciones son las siguientes:
 1.- Descenso de la presión de Vapor (Cuando a un solvente se le añade un soluto no volátil, Ley de Raoult).
 2.- Descenso del punto de Congelación (Cuando existe la adición de un soluto no volátil que inhibe la formación de cristales sólidos a una temperatura determinada (temperatura de congelamiento del solvente). El
anticongelante en los vehículos este es, el etilenglicol (CH2OHCH2OH) que disminuye el punto de congelación del agua en el radiador del automóvil y también eleva el punto
de ebullición.
 3.- Aumento del punto de ebullición (Si al solvente se le adiciona un soluto no volátil, el punto de ebullición aumentará ya que es directamente proporcional a la fracción molar del soluto, la cual se incrementa dentro de
la solución).
 4.- Presión osmótica.- La ósmosis es un proceso espontáneo en donde el solvente atraviesa una membrana semipermeable, desde una solución de presión de vapor mayor hacia una presión de vapor menor. Esto se logra
gracias a la diferencia de presión de vapor a ambos lados de la membrana semipermeable, siendo la presión osmótica la fuerza por unidad de área aplicada a la solución, para evitar la transferencia de solvente puro a
través de la membrana hacia dicha solución.
 5.- Aumento ebulloscópico.- Se trata de la diferencia entre el punto de ebullición del solvente puro y la solución en donde se encuentra presente el soluto no volátil a una concentración dada. Es una función directa de la
actividad del soluto (molalidad del soluto).
 6.- Descenso crioscópico.- Es la disminución del punto de fusión, siendo la diferencia entre el punto de fusión de un solvente puro y el punto de fusión de la solución con el soluto no volátil. Al contrario que la propiedad
anterior, esta se expresa en función de la actividad del soluto.

13. Unidad N° 2.- Disoluciones
 Importancia y aplicaciones de las propiedades coligativas de las soluciones
 Las propiedades coligativas tienen una gran importancia tanto en nuestra vida cotidiana, como en
procesos industriales, ya que su conocimiento y aplicación correcta nos permite:
Separar componentes de una solución mediante destilación fraccionada.
 Calcular masas molares de solutos desconocidos.
 Formular soluciones fisiológicas o sueros que no fomenten desequilibrios hidrosalinos en los organismos
animales.
 Crear soluciones nutrientes para regadíos de vegetales.
 Evitar el congelamiento de líquidos dentro de tuberías.
 Evitar deterioro de organismos.
 Purificar líquidos.
 Desalinizar el agua de mar.
 Estos son algunos de los usos de las propiedades coligativas, los cuales, les otorgan una importancia
relevante en varios procesos industriales que requieren de la participación de la ingeniería química y otras
áreas de las ciencias.

14. Unidad N° 2.- Disoluciones
 2.4.2 Propiedades constitutivas
Son las que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: conductividad eléctrica,
viscosidad, densidad.
 2.4.3 Propiedades dinámicas: Difusión, Diálisis y Ósmosis.
 Difusión
 En la difusión, las partículas de soluto tienden a disolverse homogéneamente en el disolvente,
el agua.
 Si colocamos dos disoluciones de diferente concentración, que están separadas por
una membrana permeable, pasará por difusión el soluto y el disolvente, a favor del gradiente
de concentración, desde donde hay más hacia donde hay menos concentración, hasta que se
igualen las concentraciones de las dos disoluciones.
 La difusión es una forma frecuente de transporte de sustancias a través de la membrana celular.

15. Unidad N° 2.- Disoluciones
 Ósmosis
 La ósmosis es un fenómeno en el que se produce el movimiento de agua (disolvente) desde una
disolución de concentración menor (hipotónica) a otra de concentración mayor (hipertónica) cuando
ambas están separadas por una membrana semipermeable (que deja pasar el agua, pero no los
solutos disueltos en ella), hasta que las dos disoluciones alcanzan la misma concentración
(isotónicas).
 El agua se desplaza por la diferencia de presión osmótica que hay entre una disolución concentrada
(mayor) que atrae al disolvente desde una disolución más diluida (menor presión osmótica). La
presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de la disolución.
 Diálisis
 La diálisis es el proceso de separación de las partículas coloidales, en función de su tamaño, a través
de una membrana dializadora. Esta membrana permite el paso de moléculas de pequeño tamaño
(sales minerales, iones) y de agua e impide el de las macromoléculas o partículas coloidales.
 Cuando la membrana que separa dos disoluciones deja pasar, además de agua, los solutos de menor
tamaño, se produce el fenómeno denominado diálisis. Las moléculas de bajo peso molecular pasan
desde la disolución en la que se encuentran en mayor concentración hacia la disolución en la que se
encuentran en menos concentración.

16. Unidad N° 2.- Disoluciones
 La hemodiálisis es el tratamiento que se emplea para limpiar la sangre en casos de insuficiencia
renal crónica mediante el uso de un filtro o hemodializador y un líquido de diálisis generado por un
riñón artificial. A través de las membranas utilizadas pasan las moléculas pequeñas de la sangre al
líquido de diálisis. Así, se elimina el agua, urea, sales minerales, ... que no pueden ser filtrados
por el riñón de un modo natural.