Ii. sistemas dispersos

1
II. SISTEMAS DISPERSOS
Objetivo: Comparará los diferentes tipos de dispersiones identificando
sus propiedades principales, cuantificando la concentración de una
disolución, y con una actitud crítica valorará la importancia de estos
sistemas en la naturaleza y en los seres vivos.
1. Generalidades de soluciones
1.1 Características de las soluciones
Las soluciones son mezclas homogéneas, formadas por soluto y
solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve, y el solvente es la
sustancia que disuelve al soluto. Generalmente el soluto se encuentra
en menor cantidad.
Las características de las soluciones son:
El soluto disuelto tiene tamaño molecular o iónico.
Puede ser incolora o colorida.
El soluto permanece distribuido uniformemente en la solución y
no se sedimenta con el tiempo.
Generalmente, el soluto puede separarse del solvente por
medios físicos, por ejemplo: evaporación, destilación, etc.
Los componentes de las soluciones conservan sus propiedades
individuales.
Las sustancias que forman una solución pueden estar como
átomos, iones o moléculas por ejemplo:
Átomos Los metales al formar una aleación.
Iones La mayoría de las sales al disolverse en agua.
Moléculas
Sustancia covalentes solubles en agua como el
alcohol.

2
1.2. Tipos de soluciones
Cuando el estado físico de soluto y solvente es diferente, el
solvente conserva su estado físico, ya que el soluto se disuelve en
él y la solución tiene el estado físico del solvente.
Las soluciones más comunes son acuosas, o sea que el solvente
es el agua.
El estado de soluto y solvente puede ser cualquiera: sólido, líquido o
gaseoso. Algunos ejemplos se muestran en la siguiente tabla.
Soluto Solvente Solución Ejemplo
Gas Gas Gas Aire (O2 en N2)
Gas Líquido Líquido Refrescos (CO2 en agua)
Líquido Líquido Líquido Vino (etanol en agua)
Líquido Sólido Sólido
Empastes dentales (Hg líq. en
plata sólida)
Sólido Líquido Líquido Salmuera (NaCl en agua)
Sólido Sólido Sólido Acero (carbono en hierro)
1.3 Solubilidad
La solubilidad es una medida de la cantidad de soluto que se
pude disolver en una determinada cantidad de solvente en condiciones
específicas. Por ejemplo, la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) es
de 36.0 gramos por cada 100 g de agua a 20°C.
La solubilidad depende de varios factores que son:
Propiedades de soluto y solvente
Temperatura
Presión

3
Propiedades de soluto y solvente.- Para que un soluto pueda
disolverse en un solvente determinado, las características de ambos
son muy importantes. Por ejemplo, el agua disuelve la mayoría de
las sales, que generalmente son compuestos iónicos. Cuando
éstos compuestos se disuelven en agua, los iones que forman la sal
se separan y son rodeados por molécula de agua.
El agua es una molécula polar, así la parte positiva del agua
(los hidrógenos) rodea a los iones negativos y la parte negativa
(el oxígeno) a los iones positivos.
Ejemplo: En el caso del cloruro de sodio (NaCl): los iones Na1+
son
rodeados por el oxígeno de las moléculas del agua, mientras que los
iones Cl1–
son rodeados por los hidrógenos de las moléculas de agua.
En cambio las sustancias no polares, son solubles en solventes
no polares como benceno, tetracloruro de carbono, cloroformo,
hexano, etc. A pesar de esto hay sustancias covalentes que son
solubles en agua como es el caso de la sacarosa (azúcar de mesa), el
metanol y la metilamina entre otras. Estas moléculas contienen
átomos de oxígeno o de nitrógeno que participan en la formación de
puentes de hidrógeno, lo que explica su solubilidad en agua.

4
Daub, G.W. y Seese, W.S. Química. 7a. ed.,, México Pearson, 1996
Temperatura.-
La solubilidad de un gas en un líquido disminuye cuando
aumenta la temperatura. Ejemplo: La solubilidad del oxígeno es de
4.89 ml en 100 ml de agua a 0°C, pero a 50°C esta solubilidad
disminuye a 2.46 ml en 100 ml de agua.
Las personas que pescan en los lagos, saben que conforme
hace más calor, los peces se alejan de la orilla. El sol calienta el agua
que esta en la orilla lo cual disminuye la solubilidad del oxígeno en el
agua; el pez se aleja de la orilla buscando aguas más profundas y
frías.

5
www.ualberta.ca/~gdegreef/ gallery/blueram2.jpg
La solubilidad de líquidos y sólidos en líquidos por lo general
aumenta cuando la temperatura se incrementa. Pero, hay algunas
excepciones. En la siguiente gráfica podemos observar que la
solubilidad del KCl (cloruro de potasio) y del KNO3 (nitrato de potasio)
aumenta al incrementarse la temperatura, pero la del NaCl (cloruro de
sodio) permanece casi constante y la del CaCrO4 (cromato de calcio)
disminuye.

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Daub, G.W. y Seese, W.S. Química. 7a. ed.,, México Pearson, 1996
Presión.-
La presión solo tiene efectos sensibles sobre soluciones
formadas por un gas y un líquido. Las soluciones que contienen gases
disueltos en agua son comunes, por ejemplo: refrescos (CO2 disuelto
en agua), aire disuelto en aguas marinas y continentales
El aumento de la presión favorece la solubilidad de un gas
en un líquido y de igual forma si disminuye la presión, la
solubilidad del gas decrece. Por ejemplo, los refrescos se
embotellan a presión mayor que la atmosférica, por eso al agitarlos y
destaparlos es común que se desborde, ya que al abrirlos la presión
disminuye igualándose a la atmosférica.

7
2. Concentración cualitativa
La concentración de una solución expresa la cantidad de
soluto disuelta en determinada cantidad de solvente o de solución.
2.1 Solución diluida y concentrada
Estos términos, representan una relación entre soluto y solvente,
sin usar cantidades específicas de soluto y solvente.
Una solución diluida es aquella que tiene una cantidad de soluto
disuelto relativamente pequeña. La concentrada en cambio es una
solución que contiene cantidades relativamente grandes de soluto
disuelto.
2.2 Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas
.Solución saturada: Contiene tanto soluto como puede disolverse
en el solvente, utilizando medios normales La velocidad de disolución
es igual a la velocidad de cristalización. Por tanto, si se añade más
soluto este se disolverá, pero al mismo tiempo, parte del soluto que
estaba disuelto se cristalizará.
Solución sobresaturada.- Es aquella en la que la concentración
de soluto es mayor que la de una solución saturada. Esta solución es
inestable y cualquier cambio por pequeño que sea, provocará que el
exceso de soluto se cristalice, separándose de la solución.. La miel es
un ejemplo de una solución sobresaturada de azúcar.
Solución insaturada.- Es aquella en la que la concentración del
soluto es menor que la concentración de una solución saturada, bajo
las mismas condiciones. La velocidad de disolución del soluto no
disuelto, es mayor que la velocidad de cristalización del soluto
disuelto.

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A continuación se muestra una tabla que resumen estos tipos de
soluciones:
Solución saturada
Velocidad de disolución = velocidad de
cristalización
Solución
sobresaturada
Velocidad de disolución < velocidad de
cristalización
Solución insaturada
(no saturada)
Velocidad de disolución > velocidad de
cristalización
3. Concentración cuantitativa de soluciones
Las expresiones cuantitativas de la concentración de una
solución expresan cantidades específicas de soluto y solvente., En la
mayoría de los casos se manejan soluciones acuosas, en las cuales,
el solvente es agua, pero esto no es ninguna regla general.
3.1 Porcentaje en masa
La expresión representa el porcentaje de soluto en una
determinada masa de solvente. La fórmula para calcular el porcentaje
en peso es:
La masa de la solución es igual a la suma de la masa de soluto
más la masa del solvente.
masa solución = masa soluto + masa de solvente

9
El porcentaje en masa, es una medida de concentración es
independiente del soluto del que se trate.
Ejemplos
1. Calcule el porcentaje en masa de K2SO4 (sulfato de potasio) en una
solución preparada disolviendo 30 g de K2SO4 en 715.0 g de agua.
PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando el soluto, solvente o
solución.
% en masa =?
30 g K2SO4 soluto
715 g H2O solvente
PASO # 2
Identificar de acuerdo al dato solicitado, si es necesario o no despejar
de la fórmula.
Para calcular el porcentaje en masa, no es necesario despejar la
fórmula.
PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula .
Primero calcular la masa de la solución sumando la del soluto y
la del solvente para después aplicar la fórmula del porcentaje en
masa.

10
2. ¿Cuántos gramos de HNO3 (ácido nítrico) es necesario disolver
para preparar 375 g de solución al 17.3% en masa?
PASO #1
Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o
solución.
gramos de HNO3 = ? soluto
374 g de solución
17.3% en masa
PASO # 2
Identificar si es necesario o no despejar de la fórmula.
Puesto que es necesario despejar la fórmula:
100% x
solucóndegramos
solutodegramos
masaen ====
Dividendo en ambos miembros entre 100 y multiplicando en
ambos miembros por los gramos de solución:

11
PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula.
gramos de soluto = 64.70 g HNO3
3. ¿Cuántos gramos de solución al 12.7% en masa pueden prepararse
a partir de 55.0 g de H2SO4 (ácido sulfúrico)?
PASO #1
solución.
gramos de solución = ?
55.0 g de H2SO4 soluto
12.7% en masa
PASO # 2
Identificar si es necesario o no despejar de la fórmula.
Es necesario despejar la fórmula:
100% x
solucóndegramos
solutodegramos
masaen ====

12
Los gramos de solución están en el denominador de la fórmula,
por lo tanto para hacer el despeje debemos multiplicar ambos
miembros por la masa de solución.
Dividimos ambos miembros entre el % en masa y la ecuación queda
de la siguiente forma:
( )( )
masaen%
100solutodegramos
solucióndegramos =
PASO # 3
Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y
realizar las operaciones.
La respuesta es:
433.07 g de solución
EJERCICIO 2.1
Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno detallando claramente sus
procedimientos.
1.- Calcule el porcentaje en masa de una muestra que contiene 7.25 g de NaCl
(cloruro de sodio) en 75.5 g de solución.
2.- Calcule el porcentaje en masa de una solución que contiene disueltos 150 g de
Ca(NO3)2 en 825 g de agua.
3- ¿Cuántos gramos de KNO3 (nitrato de potasio) deben disolverse para prepara
580 g de solución al 45.2% den masa?

13
4.- ¿Cuántos gramos de solución al 12.17% en masa pueden prepararse a partir
de 5.25 g de Ca3(PO4)2 (fosfato de calcio)?
5.- Una disolución de carbonato de sodio (Na2CO3) contiene 10.5 g del soluto
disueltos en 420 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje en masa de la solución?
3.2 Partes por millón
Esta medida de concentración expresa las partes de masa de
soluto por 1 000 000 de partes de masa de solución, lo cual puede
expresarse como mg/ .
La fórmula es:
Las partes por millón se utilizan para describir la concentración
de soluciones muy diluidas, por ejemplo en preparaciones biológicas o
en análisis de muestras de agua.
Es muy importante señalar que en esta medida de
concentración, por tratarse de soluciones muy diluidas, casi siempre
se considera la densidad de la solución igual a la del agua. No quiere
decir que el agua sea la solución, el agua siempre es solvente, es solo
una consideración por lo diluidas que están las muestras.
Ejemplos:
1. Calcule las partes por millón de una solución acuosa que contiene
335 mg de iones sodio (Na+
) en 750 ml de una muestra de agua.
PASO #1
solución.

14
ppm = ?
335 mg Na+
soluto
750 ml de agua solución
Como la solución es muy diluida, la densidad es 1.00 g/ml, por
tanto 1 ml de la muestra tiene una masa de un gramo y:
750 ml de la solución diluida = 750 g de la solución diluida
PASO # 2
Identificar de acuerdo al dato solicitado, si es necesario o no despejar
de la fórmula.
En este caso no es necesario despejar .
PASO # 3
Es importante antes de sustituir los datos revisar si la unidades
de masa del soluto y de la solución son las mismas.
La cantidad de soluto es 355 mg y de la solución 750 g.
Convertimos los gramos de solución a miligramos, introduciendo un
factor de conversión: 1 g = 1000 mg
473.33 ppm de Na+
2. ¿Cuántos miligramos de ion cloruro (Cl–
) hay en 1.25 litros de una
muestra de agua que tiene 17 ppm de ion cloruro?

15
PASO #1
solución.
17 ppm
? mg Cl–
soluto
1.25 de agua solución
PASO # 2
Al revisar la fórmula, se observa que es necesario despejar la masa de
soluto que es lo que nos piden.
Para el despeje dividimos ambos miembros entre 1x106
y
multiplicamos ambos miembros por la masa de solución.
PASO # 3
Tenemos que convertir los 1.25 litros de la muestra a mg. Como
la densidad es 1 g/ ml, primero convertimos de mL a litros.
En base a la densidad:
Sugerencia: Cuando manejamos números muy pequeños o muy
grandes como en este caso, es muy convenirte utilizar potencias de
10.
Convertimos los gramos a miligramos.

16
solucióndemg610x1.25
1g
mg1000
g310x1.25 =
Sustituimos los datos en el despeje del paso 2
( ) ( )
0000001
solucióndemasappm
solutodemasa =
( )
=
soluciónmg61.25x10ppm17
solutodemasa
3. Una muestra de agua de mar de 500 ml contiene mg3-10x2.7 de
iones Ag1+
¿Cuál es la concentración de la muestra en ppm? (Suponga
que la densidad de la muestra muy diluida de agua es de 1.0 g/ml)
PASO #1
solución.
? ppm
2.7 x 10-3 mg Ag1+
soluto
500 ml de agua solución
PASO # 2
Identificar si es necesario despejar la fórmula.
En este caso no es necesario el despeje.
= 61x10
solucióndemasa
solutodemasa
ppm

17
PASO # 3
Antes de sustituir tenemos que convertir para manejar la misma
unidad de masa. Podemos convertir los miligramos de soluto a
gramos, o bien los gramos de solución a miligramos. En este caso se
muestra la conversión de los miligramos de soluto a gramos:
g6-10x2.7
1000mg
g1
mg310x2.7 =−
(100)
g500
g610x2.7
ppm
−
=
La respuesta es:
EJERCICIO 2.2
Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno, detallando claramente sus
procedimientos.
1.-¿Cuántas partes por millón tiene una muestra de 450 ml de agua que contiene
3.15 mg de +1
Ag ?
2.- Calcule los miligramos de iones sulfuro )(S2−
que contiene una muestra de 825
ml de agua si tiene 420 ppm de iones −2
S ?
3.- ¿Cuántos miligramos de iones bromuro )( 1−
Br están disueltos en 2.50 litros de
agua que tiene 300 ppm de iones bromuro?
4.- Calcule las partes por millón +3
Al (iones aluminio) de una muestra de 1.5 litros
de agua que contiene 0.130 g de Al3+
?

18
3.3. Molaridad (M)
La molaridad es el número de moles contenidos en un litro de
solución. Su fórmula es:
Una solución 1 M, (uno molar), contiene un mol de soluto por
cada litro de solución. Las unidades de la molaridad son mol/L. La
palabra mol no debe abreviarse.
Ejemplos:
1. Calcule la molaridad de 825 ml de una solución que contiene
disueltos 13.4 g de CaCO3.
PASO #1
solución.
? M
825 mL de solución
13.4 g CaCO3 soluto
PASO # 2
Identificar si es necesario despejar de la fórmula.
En este caso no es necesario despejar.
PASO # 3

19
Revisamos en la fórmula que datos tenemos y cuáles debemos
calcular para poder aplicarla.
En este caso de acuerdo con la fórmula es necesarios convertir
los 13.4 g de CaCO3 a moles y los 825 ml de solución a litros.
Para establecer el factor de conversión de gramos a moles,
calculamos la masa molecular del soluto, el CaCO3.
Ca 1 x 40.08 = 40.08
C 1 x 12.01 = 12.01
O 3 x 16.00 = 48.00 +
100.09 g
Factor de conversión-gramos-moles
Factor de conversión mililitros-litros
PASO # 4
Sustituimos los datos con sus unidades correspondientes, en la
fórmula y realizar las operaciones. Verificamos que la unidad que se
obtengan sean las requeridas en caso contrario introductor un factor
de conversión adecuado.
M = 0.16 mol/

20
El resultado es mol/ y no es necesario convertir.
2. ¿Cuántos gramos de Co2(SO4)3 (sulfato de cobalto ) son
necesarios para preparar 725 ml de solución 0.25 M).
PASO #1
solución.
? g de Co2(SO4)3 soluto
725 mL de solución
M = 0.25 mol/
PASO # 2
Identificar si es necesario despejar de la fórmula.
En este caso es necesario despejar.
PASO # 3
Revisamos en la fórmula que datos tenemos y cuáles debemos
Convertir los 725 ml de solución a litros.
Aplicamos la fórmula despejada:

21
mol soluto = 0.181 mol
Calculamos la masa molecular del soluto para convertir las
moles a gramos:
Co 2 x 58.93 = 117.86
S 3 x 32.06 = 96.18
O 12 x 16 = 192 +
406.04
g73.49
mol1
g406.04
)(SOComol0.181 342 =
La respuesta es:
73.49 g de Co2(SO4)3
3. ¿Cuántos mililitros de solución 0.57 molar pueden prepararse a
partir de 15.3 g de HCl?
PASO #1
solución.
0.57 M Medida de concentración
15.3 g HCl soluto
? L = solución
PASO # 2
Identificamos si es necesario o no despejar la fórmula.
Es necesario despejar: Como la variable está en el denominador,
primero multiplicamos ambos miembros de la ecuación por litros de
solución para que éstos queden ubicados en el numerador.. Así,

22
podemos terminar de despejar: dividiendo ambos miembros entre la
molaridad (M).
PASO # 3
Revisar en la fórmula despejada que datos tenemos y cuáles debemos
Calculamos las moles de soluto.
Peso molecular del HCl
H 1 x 1.01 = 1.01
Cl 1 x 35.45 = 35.45 +
36.46 g
Factor de conversión:
PASO # 4
Sustituimos los datos con sus unidades correspondientes, en la
fórmula despejada y realizamos las operaciones. Verificamos que la
unidad que se obtiene sea la requerida, en caso contrario introductor
un factor de conversión adecuado.

23
de solución = 0.737
Introducimos un factor de conversión para obtener mililitros:
737 m de solución
Ejercicio.-
1. ¿Cuántos gramos de NaOH (hidróxido de sodio) son necesarios
para preparar 500 ml de solución 0.20 molar?
gramos NaOH = ?
500 ml solución
M = 0.20 mol/ concentración
Los gramos de soluto están relacionados con las moles mediante
el peso molecular, por lo que las despejamos de la ecuación.
Antes de sustituir en la ecuación despejada, convertir los mililitros de
solución a litros.

24
Mol soluto = (0.20 mol/ ) (0.5 )
Mol soluto = 0.10 mol NaOH
Finalmente, calcular la masa molecular del soluto para convertir
a gramos.
Factor de conversión de moles a gramos
Masa molecular del NaOH
Na 1 x 22.99 = 22.99
O 1 x 16.00 = 16.00
H 1 x 1.01 = 1.01 +
40.00 g
4.00 g NaOH
2. ¿Cuántos gramos de solución de Na2Cr2O7 (dicromato de sodio) al
27.8% en masa, pueden preparase a partir de 13.5 g del soluto?
27.8% en masa concentración
13.5 g Na2Cr2O7 gramos de soluto
gramos de solución = ?
La fórmula del porcentaje en masa es:
Insertar imagen 2-35

25
Despejamos la masa de solución. Multiplicando ambos miembros
de la ecuación por la masa de solución para que quede en el
numerador del otro miembro.
Ahora dividimos ambos miembros entre el % en masa:
Sustituimos los dados:
masa de solución = 48.56 g de solución
3. Calcule cuántos miligramos de soluto están disuelto en 9.80 litros de
agua del océano que tiene 65 ppm de iones estroncio (Sr2+
).
Miligramos de soluto = ?
9.80 litros de solución
65 pp concentración
La fórmula de la ppm es:
Despejamos la masa de soluto multiplicando ambos miembros
por la masa de solución y dividiendo entre 1 000 000.

26
Antes de sustituir en la fórmula calculamos la masa de la
solución.
Primero convertimos los litros a mililitros
Consideramos la densidad de la solución igual a 1.00 g/m , por
lo tanto 9800 m =9800 g.
Es conveniente convertir la masa de solución a miligramos para
que la respuesta sea en esas unidades.
6
6
10x1
mg)10x(9.80ppm)(65
solutodemasa ====
637 mg de Sr2+
EJERCICIO 2.3
Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno, detallando claramente sus
procedimientos. Reporte sus resultados redondeando con dos decimales. Utilice
las masas atómicas redondeadas con dos decimales.
1.- Calcule la molaridad de 870 ml de una solución que contiene disueltos 123 g
de CaSO4 (sulfato de calco)?
2.- ¿Cuántos gramos de KOH (hidróxido de potasio) se requieren parar preparar
560 ml de una solución 0.77 molar?
3.- ¿Cuántos mililitros de solución0.50 M pueden prepararse a partir de 79.0 g de
H2CO3 (ácido carbónico)?
4.- Una solución se preparó disolviendo 120 g de HCl (ácido clorhídrico) en 1500
ml de solución. ¿Cuál es la concentración molar del ácido?

27
EJERCICIO 2.4
Ejercicio de integración
Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus
procedimientos. Reporte sus resultados redondeados con 2 decimales.
Se proporcionan las respuestas para que usted corrobore sus
resultados.
1) Calcule las partes por millón de 450 ml de agua del océano que
contiene 2.70 mg de oro (Au1+
).
2) ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 (sulfato de aluminio) son necesarios
para preparar 875 ml de solución 0.67 molar?
3) Calcule los gramos de solución al 9.10% en masa que pueden
prepararse a partir de 4.00 g de KI (yoduro de potasio).
4) ¿Cuantos mililitros de solución 0.5 M pueden preparase a partir de
11.7 g de KNO3 (nitrato de potasio)?
TAREA 2.1
Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus
procedimientos. Envíe sus respuestas al correo electrónico de su
profesor y entregue su hoja de procedimientos en la próxima sesión.
Reporte sus resultados redondeando con dos decimales.
1.- ¿Cuántos mililitros de solución 0.80 molar pueden prepararse a
partir de 17.3 g de MgSO4 (sulfato de magnesio)?
2.-Calcule las partes por millón de una muestra de 725 ml de agua que
contiene 130 mg de iones K+
.
3.- ¿Cuántos gramos de AlCl3 (cloruro de aluminio) son necesarios
para preparar 530 g de una solución al 12.7% en masa?
4.- ¿Cuántos gramos de H2SO4 (ácido sulfúrico) son necesarios para
preparar 870 ml de solución 0.75 molar?

28
4. Propiedades coligativas.
Las propiedades coligativas son aquellas que dependen
solamente del número de partículas de soluto presentes en una
solución, sin importar el tipo de soluto disuelto.
Los efectos de las propiedades coligativas dependen del número
de moléculas disueltas, a mayor concentración mayor será el efecto de
las propiedades coligativas.
Tres de las propiedades coligativa son:
Depresión del punto de congelación
Aumento del punto de ebullición
Disminución de la presión de vapor.
Las propiedades coligativas se pueden explicar en base a la
presión de vapor, la cual depende de la tendencia de las moléculas de
un líquido a separarse de él.
Cuando un soluto sólido comparte espacio con un solvente
líquido en una solución, generalmente existe una fuerte de atracción
entre ellos. La presencia de las moléculas de soluto no volátil dificulta
el paso del disolvente a la fase de vapor. Por tanto la presión de
vapor de la solución es menor que la del líquido puro.

29
Garritz, A., Chamizo, J.A . Química. Estados Unidos de América, Addison Wesley Iberoamericana,
1994.
La disminución de la presión de vapor es la razón por la cual las
soluciones hierven a temperaturas mayores que el soluto y se
congelan a temperaturas menores que el solvente.
Ejemplos:
Una solución 1.0 molar de azúcar hierve a 100.52°C, mientras
que el agua pura hierve a 100.0°C a 1 atm.
Una solución 1.0 molar de azúcar se congela a -1.86°C mientras
que el agua pura se congela a 0°C a 1 atm.
La identidad del soluto en las propiedades coligativas no afecta,
pero su efecto es mayor si el soluto es iónico que si es covalente. Por
ejemplo: En la solución 1M de azúcar (sacarosa) cada partícula de
soluto es una molécula de azúcar y hay 6.022 x 1023
moléculas de
sacarosa. En cambio en una solución 1 M de NaCl (cloruro de sodio)
cada unidad consta de un ion Na+
y un ion Cl-
que al disolverse se
separan y por tanto hay 6.022 x 1023
iones sodio (Na+
) más

30
6.022 x 1023
iones cloruro (Cl-), por lo tanto en la solución hay
1.204 x 1024
partículas de soluto. El CaCl2 (cloruro de calcio)
produciría 1.806 x 1024
iones.
Algunas aplicaciones de las propiedades coligativas son:
1. Se utilizan mezclas de NaCl y CaCl2 en las calles y caminos
nevados, ya que al tener la solución punto de congelación menor de
0°C, el hielo y la nieve se derriten.
2. El uso de mezclas de hielo y sal para alcanzar bajas
temperaturas en la preparación casera de helados.
canales.laverdad.es/ gastronomia/producto1.html

31
5. Coloides y suspensiones
Hemos visto como al disolver azúcar en agua, se forma una
solución, en la cual no pueden apreciarse a simple vista sus
componentes. Si mezclamos arena y agua, al agitarla parece que se
han mezclado, pero al dejarla en reposo la arena se sedimenta y
tenemos una mezcla heterogénea en la cual distinguimos sus
componentes. Esta mezcla se conoce como suspensión.
Hay un tipo de dispersión que podríamos decir que es intermedio
entre las soluciones y las suspensiones. Estos sistemas dispersos son
los coloides.
En un coloide, las partículas dispersas son mucho mayores que
las partículas de soluto en una solución. El tamaño de las partículas
coloidales va desde 1 nanómetro (nm) hasta 100 nm. Es importante
recordar que un 1 nm = 10-9
m.
Hay ocho tipos diferentes de coloides que se clasifican de
acuerdo al estado físico de la fase dispersa (partículas) y la fase
dispersante, que vendría a ser análoga al solvente de las soluciones.
5.1Tipos de coloides.-
Tipo
Partículas
dispersa
Medio
dispersante
Ejemplo
Espuma Gaseosa Líquida
Crema de
afeitar
Espuma
sólida
Gaseosa Sólida
Espuma de
jabón,
bombones
Aerosol líquido Líquida Gaseosa Niebla, nubes
Emulsión
Líquida Líquida
Leche,
mantequilla,
mayonesa
Gel Líquida Sólida
Gelatina, gel
para el cabello

32
Tipo
Partículas
dispersa
Medio
dispersante
Ejemplo
Aerosol sólido Sólida Gaseosa
Polvo fino,
humo
Sol Sólida Líquida
Jaleas, tinta
china
Sól sólido Sólida Sólida
Gemas como
rubí, zafiro,
turquesa, etc.
Propiedades de los coloides.-
Efecto Tyndall: Al hacer pasar un rayo de luz a través de una
dispersión coloidal, el rayo de luz se ve en forma clara y nítida al
atravesar el coloide, fenómeno que no sucede en una solución. Este
efecto se debe a que las partículas coloidales son los suficientemente
grandes como para dispersar la luz.
Esto podemos apreciarlo en la luz de los faros que atraviesan la
niebla para guiar a los barcos.
La trayectoria de luz del faro se hace visible
debido a las partículas coloidales de agua
dispersas en el aire.

33
Movimiento browniano: Cuando se observa un coloide con un
microscopio que utiliza una luz intensa enfocada en ángulo recto
hacia el coloide, se observa que las partículas dispersas se mueven al
azar en el medio dispersante. Este movimiento se debe a que las
partículas dispersas son bombardeadas por el medio dispersante; lo
que en realidad de ve son los reflejos de las partículas coloidales, ya
que su tamaño permite reflejar la luz. En una solución, las partículas
de soluto y solvente también están en constante movimiento, pero esto
no es visible. Este movimiento de las partículas es el que impide que
éstas se sedimenten cuando el coloide se deja en reposo. A esta
característica se le conoce como movimiento Browniano en honor
del botánico inglés Roberto Brown (1773-1858) quien fue el primero en
estudiar este efecto.

34
Efecto de carga eléctrica.- Una partícula coloidal puede
adsorber partículas con carga eléctrica (iones) en su superficie. La
adsorción significa adherir moléculas o iones sobre una superficie. Las
partículas con carga eléctrica adsorbidas sobre la superficie de alguna
clase de partícula coloidal, pueden ser positivas o negativas. Todas las
partículas coloidales de determinada clase, tendrán los mismos signos
de carga en exceso.
Si un coloide con una carga entra en contacto con un coloide con
otra carga, o con un ion de carga opuesta, las partículas coloidales
dispersas se precipitan y se separan del medio dispersante. Este
efecto de coagulación de los coloides con una carga eléctrica se utiliza
para eliminar partículas suspendidas de los gases que salen por las
chimeneas industriales.
Esta propiedad está muy relacionada con la extensa área
superficial que presentan partículas muy pequeñas. “Por esto, el
carbón es muy efectivo en la adsorción selectiva de moléculas polares
de algunos gases venenosos y por ello se utilizan en máscaras
“antigas”. Hein, M. y Arena S. Fundamentos de Química. 10ª. Edición. México, Thomson
Editores, 2001.
5.3 Suspensiones
Las suspensiones, son disoluciones en las cuales el tamaño de
sus partículas es mayor de 100 nm, razón por la cual se sedimentan
en reposo, por lo tanto, las suspensiones son mezclas heterogéneas
distinguiéndose dos fases diferentes. Muchos jarabes medicinales son
suspensiones, por lo que deben agitase antes de administrarse.

35
Tabla comparativa de soluciones, coloides y suspensiones.
Propiedad Solución Coloide Suspensión
Tamaño de
partícula
0.1-1.0 nm 1-100 nm > 100 nm
Homogeneidad Homogénea En el límite Heterogénea
Sedimentación No sedimenta No sedimenta
Sedimenta en
reposo.
Filtrabilidad
Pasa a través
del papel filtro
ordinario.
Pasa a través
del papel filtro
ordinario.
Se separa
mediante papel
filtro ordinario.
Dispersión de
la luz
No dispersa la
luz
Dispersa la luz Dispersa la luz
Ejemplos Urea Albúmina Glóbulos rojos

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