Las unidades de concentración de las soluciones

Físico Química

APUNTES DE SOLUCIONES

AGOSTO 2003

Autores

Ximena Schultz

Andrés Soto

Concepto de Solución.

Una solución es un sistema en el cual un soluto es disuelto en un solvente. En general se suele pensar que el soluto es aquel que se encuentra en menor cantidad respecto al solvente. Sin embargo por convención se suele definir como solvente universal al agua obviando lo anterior. El soluto no es necesariamente único. El mismo solvente puede a la vez disolver varios solutos. Existen 3 clasificaciones generales para las soluciones:

a) Insaturada: el solvente puede disolver mas cantidad de soluto.

b) Saturada: el solvente a disuelto todo el soluto que puede.

c) Sobresaturada: Es un caso inestable y el soluto probablemente precipite o bien no se disuelva en el solvente el exceso.

Lo anterior se relaciona con la solubilidad, y la solubilidad tiene una dependencia de variables termodinámicas como la composición, la temperatura y la presión. Se entiende por solubilidad la capacidad que posee un solvente de disolver un soluto. En el caso de dos líquidos se habla de miscibilidad.

Unidades de concentración de las disoluciones.

Las unidades de concentración tiene por objeto establecer una relación cuantitativa entre soluto y solvente. Existen diversos tipos de unidades de concentración. Esto se debe a la conveniencia que se tenga de acuerdo a las variables comprometidas. A continuación se presentan algunas de uso corriente:

a) Porcentaje peso – peso [%p/p]: Gramos de soluto en 100 gramos de disolución.

b) Porcentaje peso – volumen [% p/v]: Gramos de soluto en volumen de disolución.

c) Molaridad [ ] o ‘M’: moles de soluto en un litro de solución.

d) Molaridad ‘m’: moles de soluto en un Kilogramo de disolvente.

e) Normalidad ‘N’: equivalente gramo de soluto en un litro de solución.

f) Fracción molar ‘xi’: moles de cada componente en un mol de disolución.

g) Partes por millón ‘ppm’ y partes por billón ‘ppb’, muy usadas cuando uno se refiere a trazas.

h) Presión parcial ‘Pi’: muy usada en gases es el equivalente a la presión total del sistema ponderada por la fracción molar del gas en cuestión que es componente del sistema (es cierto en el caso ideal).

Punto de ebullición y de congelación de soluciones.

Existe una directa relación entre molalidad y punto de ebullición y fusión de soluciones diluidas.

La elevación de punto de ebullición del solvente es proporcional a la molalidad de la disolución:

KemTe⋅=Δ

donde Ke es una constante que depende a su vez de otros parámetros y es específico para cada solvente.

De la misma forma el punto de congelación disminuirá si se agrega soluto:

KcmTc⋅=Δ

Constante de equilibrio.

Se define la constante de equilibrio para una reacción reversible del siguiente modo:

Sea la reacción:

dDcCbBaA+↔++.......

la constante de equilibrio está dada por:

..................⋅⋅⋅⋅=bBaAdDcCaaaaKeq

donde ‘aX’ es la actividad de la especie ‘X’. La actividad puede definirse como el producto entre el coeficiente de actividad ‘γ’ y la concentración molar:

[]XaXγ=

En cátedra se dará mayores detalles del coeficiente de actividad. Respecto a el puede considerarse que si todas las concentraciones son menores a 10-2 molar, la solución es diluida y los coeficientes de actividad son cercanos a la unidad. Esto se conoce como idealidad y por tanto la actividad de una especie se iguala a la concentración.

La Constante de equilibrio depende de la energía libre de gibbs y la temperatura según: °Δ−=RTFKexp

Acidos y Bases:

Un ácido es una sustancia que capta iones hidroxilo (OH-) o bien libera protones (H+) a la solución.

Una base por su parte actúa de forma inversa y por tanto libera iones hidroxilo o bien capta protones.

Clasificación de ácidos y su nomenclatura.

Se pueden clasificar en ácidos orgánicos e inorgánicos.

Acidos inorgánicos:

a) Del tipo HX con ‘X’ un elemento no metálico. En general halógeno (Cl, F, Br, I) y algunos otros. Excepciones son el ‘N’ y el ‘O’ (o sea el NH3 y el H2O).

Ejemplos de estos ácidos son:

Ácido Clorhídrico: HCl

Fluorhídrico: HF

Cianhídrico: HCN

Sulfhídrico: H2S

Bromhídrico: HBr

Etc.

Notar que se nombran del siguiente modo: ácido + no metal + hídrico.

b) Del tipo HxXyOz con ‘X’ un no metal. Los ácidos mas conocidos son:

Acido

Nítrico: HNO3

Sulfúrico: H2SO4

Sulfuroso: H2SO3

Carbónico: H2CO3

Fosfórico: H3PO4

Hipocloroso: HClO

Cloroso: HClO2

Clórico: HClO3

Perclórico: HClO4

Por su puesto hay muchos otros más.....

Acidos Orgánicos:

Poseen el grupo funcional –COOH.

Uno de los ácidos más conocidos es el ácido acético. Hay otros como el aspártico y el glutámico que son aminoácidos.

Bases.

También pueden clasificarse en inorgánicas y orgánicas.

Bases Inorgánicas:

Responden a una estructura del tipo M(OH)x donde M es un metal. Son conocidos como hidróxidos.

Entre ellas están:

Hidróxidos de:

Sodio: NaOH (soda cáustica)

Potasio: KOH

Calcio: Ca (OH)2

Aluminio: Al(OH)3

Etc.

Bases Orgánicas:

Responden al grupo funcional “amino”. Las hay primarias, secundarias y terciarias.

Una amina primaria es el grupo funcional: -NH2

Por su puesto hay una infinidad de otras sustancias que pueden ser consideradas como ácidos o bases, pero explicar esto, escapa la finalidad de este apunte (y del curso). Se recomienda ver apuntes o libros relativos a los cursos de química orgánica e inorgánica para ampliar conocimientos relativos a estas materias.

Anfóteros.

Un anfótero es una sustancia que presenta carácter dual en solución, o sea, puede actuar como ácido y como base. Existen dos anfóteros muy populares: el agua y el amoníaco.

El agua reacciona de acuerdo a:

−++↔OHOHOH322

Por su parte el amoníaco reacciona de acuerdo a:

abbaKKdondeKOHNHOHNHbaseKOHNHOHNHácido>+↔++↔+−++−:::4233223

Los subíndices ‘a’ y ‘b’ denotan que en la reacción el compuesto se comporta en el primer caso como un ácido y en el segundo caso como una base. Está notación es general para otros casos.

El Agua.

El agua es considerado un solvente universal. Sus principales propiedades son su alto punto de fusión y ebullición (debido a su polaridad y a la presencia de puentes de hidrogeno). Como molécula polar es altamente probable que disuelva moléculas polares o bien interactúe con ellas electrostáticamente. Dadas sus propiedades y a ser un anfótero y por tanto comportarse como ácido y como base, no es raro que la escala de pH esté ligada al agua. El pH es una variable que da una referencia numérica de la acidez o basicidad de una solución.

Por definición pH se define como:

+−=OHapH310log

En condiciones ideales se calcula como:

[]+−=OHpH310log

Análogamente para la concentración del hidroxilo existe una ecuación y se define el pOH como:

−−=OHapOH10log

o en la idealidad:

[]−−=OHpOH10log

Para la constante de equilibrio también es posible definir una variable de este estilo y surge el pK:

KpK10log−=

Escala de pH y Kw.

La constante de equilibrio del agua en condiciones normales es conocida y tiene un valor de 10-14. Es lo que se conoce como “K sub water “ y se denomina por ‘Kw’. Esta es la constante de equilibrio del agua.

Para la reacción:

−++↔OHOHOH322

Se denota la constante de equilibrio por medio de:

[][][][][−+−+−≅→⋅==−+OHOHOHOHOHaaaKidealOHOHOHw32232142310 ]

Se debe tener presente que el H+ no existe en solución y por tanto el protón debe hidratarse para dar lugar al H3O+ (hidronio) lo que si se observa experimentalmente.

Otro aspecto relevante es obviar como parámetro la concentración de agua. En adelante, esta concentración se considerará para todos los casos idéntica a la unidad.

Si se tiene un sistema en el cual existe en condiciones normales sólo agua pura (y absolutamente nada más), uno puede considerar que si se descompone ‘2x’ moles de agua, se tiene:

xxxOHOHOH2232−+↔−+

Aparece ‘x’ moles de iones H3O+ y OH- respectivamente.

Por tanto en idealidad:

[][]14310−−+=⋅==xxOHOHKW

de este modo se despeja:

710−=x

Por tanto se sabe que en estas condiciones, [][]7310−+−==OHOH.

Luego se sabe también que:

7==pOHpH

, y por tanto se determina el punto neutro en la escala de pH.

Valores de pH menores que ‘7’ para soluciones corresponden a soluciones ácidas y en caso contrario se habla de bases. El máximo valor de basicidad dada por la escala de pH es 14.

Siempre se cumple que:

14=+pOHpH

Algunas consideraciones respecto a constantes de equilibrio.

Hasta ahora se a descrito el caso de constantes de equilibrio para soluciones. Esto puede extenderse para gases simplemente definiendo en la idealidad en lugar de concentraciones molares, presiones parciales para las especies gaseosas.

En el caso de no ideal debe trabajarse

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