jueves, 20 de octubre de 2011

Soluciones electrolíticas

Se llaman soluciones electrolíticas a todas aquellas en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando iones.


En una solución de NaCl, KClo Na2SO4 no hay ni una sola molécula de cloruro de sodio, cloruro de potasio osulfato de sodio. Así:

NaCl ---------> Na+ + Cl-
KCl ----------> K+ + Cl-
Na2SO4 ---------> Na+ + Na+ + SO4-
Disociación electrolítica
Los iones, que están ya preformados en la sal, aun en su forma cristalina, se disocian al entrar en solución siempre y cuando haya alguna fuerza que pueda romper sus enlaces.
El sodio y el cloruro forman fácilmente una SAL, la de cloruro de sodio (NaCl), en la medida en que uno ha "cedido" 1 electrón y el otro lo ha "aceptado",convirtiéndose en los iones correspondientes.

El Cl- y el Na+ permanecerán unidos por atracción electroestática, formando un enlace iónico o electovalente. En el estado sólido, el NaCl forma un cristal, como muestra la Fig. 1. La estructura cristalina le ha hecho perder movilidad al ion Na+ y al ion Cl- y, en este estado, a pesar de haber iones positivos y negativos, el cloruro de sodio conduce muy mal la corriente eléctrica. Esto se debe a que no hay cargas eléctricas libres.
Si ahora, el NaCl es fundido o, más fácilmente, se disuelve en agua, los iones Na+ y Cl- , con sus cargas, quedan libres y la corriente eléctrica es conducida con mayor facilidad.
Este tipo de soluciones, formadas por iones y que conducen la corriente eléctrica son las llamadas soluciones electrolíticas.Caso contrario ocurre en las soluciones no electroliticas que son aquellas que no forman iones al disociarse y conducen poca electricidad.
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.
DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores:
  1. la disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre
  2. la aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor
Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fraccion molar del soluto.
Si representamos por P la presión de vapor del disolvente, P' la presión de vapor de la disolución y Xs la fracción molar del soluto, la ley de Raoult se expresa del siguiente modo:
de donde se obtiene que :
con lo que:
Esta fórmula nos permite enunciar la ley de Raoult: la presión de vapor de la disolución es igual a la presión de vapor del disolvente por la fracción molar del disolvente en la disolución. Esta fórmula tiene validez para todas las disoluciones verdaderas.
Cuando se trabaja con disoluciones diluidas como las biológicas, cuya molalidad oscila entre 0 y 0,4, se puede utilizar una fórmula aproximada. Si por ejemplo, la molalidad m = 0,4 hay 0,4 moles de soluto en 1000 g de agua, o lo que es lo mismo, 0,4 moles de soluto por cada 55,5 moles de agua, ya que 1000 g de agua (peso molecular =18) son 55,5 moles:
Por otro lado, la fracción molar del soluto (Xs) es:
y por lo tanto,
De acuerdo con esta fórmula, el descenso relativo de la presión de vapor es proporcional a la molalidad, si la disolución es diluída.


PUNTO DE EBULLICIÓN
Cualquier disminución en la presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición (Ver Figura de la tabla). La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (DTe) es proporcional a la concentración molal del soluto:
DTe = Ke m
La constante ebulloscópica (Ke) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua su valor es 0,52 ºC/mol/Kg. Esto significa que una disolución molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C.

DESCENSO CRIOSCÓPICO

La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro. La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando Tc al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que:
DTc = Kc m
siendo Kc la constante crioscópica del disolvente. Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C.
Diagrama de fases

PRESIÓN OSMÓTICA

La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas, pero antes de entrar de lleno en el estudio de esta propiedad es necesario revisar los conceptos de difusión y de ósmosis.
Difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, lo que se alcanza al cabo de cierto tiempo (Figura de la izquierda). En Biología es especialmente importante el fenómeno de difusión a través de membranas, ya que la presencia de las membranas biológicas condiciona el paso de disolvente y solutos en las estructuras celulares (Figura de la derecha).
La presencia de una membrana separando dos medios diferentes impone ciertas restricciones al proceso de difusión de solutos, que dependerán fundamentalmente de la relación entre el diámetro de los poros de la membrana y el tamaño de las partículas disueltas. Las membranas se clasifican en cuatro grupos :
  • impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente
  • semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del agua
  • dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales
  • permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y verdaderos.
impermeables
semipermeables
Al hablar de disolvente nos referimos al agua, pero los solutos pueden ser:
  • coloidales (proteínas, polisacáridos)
  • verdaderos de tipo molecular (glucosa, urea)
  • verdaderos de tipo salino (NaCl, KHCO3)
REFERENCIAS
Bruice. QUÍMICA ORGÁNICA. 5a edición. PEARSON

sábado, 8 de octubre de 2011

Práctica 1 PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

OBJETIVOS
Que el alumno :

  1. aprenda las diferentes maneras de preparar disoluciones,
  2. prepare disoluciones,
  3. comprenda las diferencias entre las distintas clases de disoluciones porcentuales y
  4.  distinga la diferencia entre las disoluciones molares y normales, tomando en cuenta la reacción química que se verifica entre los reactivos.
INTRODUCCIÓN
Los compuestos o elementos que conocemos pocas veces se encuentran puros en la naturaleza, en la mayoria de los casos se encuentran formando mezclas que pueden estar en los diferentes estados de la materia. Cuando las mezclas son homogéneas se llaman soluciones o disoluciones. Tradicionalmente se dice que las soluciones están compuestas por dos partes: el soluto y el disolvente. El solvente fase dispersora es el componente que se encuentra en mayor proporcion y contiene o dispersa al otro componente, el soluto o fase dispersa, que se encuentra en menor proporcion. El estado de la materia en que se encuentre la disolucion dependera, del estado de la materia del solvente.
Así pues, tenemos disoluciones sólidas, líquidas y gaseosas, que contienen solutos en cualquiera de los tres estados de la materia.

El termino de concentracion se utiliza para designar la cantidad de soluto disuelta en una cierta cantidad de disolvente o de una disolucion. De manera que existen formas para expresar la concentración como son la molaridad y la normalidad.

La molaridad se expresa con la letra M e indica el número de moles de soluto por litro de disolución.
La normalidad se expresa con la letra N e indica el número de equivalentes de soluto por litro de disolución.
  • MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.



 

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
 


 
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
 
d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.


Xsto + Xste = 1
 


DESARROLLO

Parte I : Preparación de disoluciones a partir de sólidos y líquidos.
A. Preparar 100 ml de disolución de CuSO4 0.100 M, a partir de CuSO4 sólido.
1. Pesar los gramos de CuSO4 necesarios para preparar 100 ml de una disolución 0.100 M, lo que corresponde a 1.58 gramos 
2. Poner 50 ml de agua destilada en un matraz aforado.
3. Agregar el sulfato cúprico, y mantener en agitación constante hasta que el soluto esté completamente disuelto.
4. Agregar agua destiladad hasta que se forme un menisco sobre la marca del matraz.
5. Se tapa el matraz y se agita ligeramente.

B. Preparar 100 ml de disolución CuSO4 0.01 M a partir de CuSO4 0.100 M

1. Usar una pipeta graduada para tomar el volumen necesario de sulfato de cobre 0.100 M para realizar la disolución, lo que corresponde  a 0.158 ml
2. Depositar lo en un matraz aforado de 100 ml
3. Agregar el agua destilada necesaria para aforar.
4. Tapar y agitar ligeramente.

Parte II.

A. Preparar 100 gr de una disolución de NaCl al 3% en masa
1. Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución lo que corresponde a 3 gramos.
2. La cantidad de agua destilada necesaris para preparar la disolución es 97 gramos. Si la densidad del agua destilada es de 1 g/ml, los gramos de agua corresponden a 97 ml.
3. Colocar 97 ml de agua destilada, en un matraz volumétrico.

B. Preparar 100 ml de disolución de NaCl al 3% en masa/volumen
1. Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida lo que corresponde a 1.5 gramos
2. Poner 50 ml de agua destilada en un matraz aforado de 100 ml
3. Agregar el NaCl y agitar hasta que se disuelva.
4. Agregar el agua destilada necesaria para aforar el matraz.
5. Tapar y agitar ligeramente
6. Pesar la disolución resultante.

Cuestionario.
1. Completar la siguiente tabla:
 Fase dispersora
 Fase dispersa
 Ejemplo

 Sólido
 bronce
 Sòlido
 Líquido
 NaCl en agua

 Gaseoso
 Humos

 Sólido
 Nubes
 Líquido
 Líquido
 emulsiones

 Gas
 Espumas líquidas
 Gas
 Líquido
 Nata


2. Si la fórmula de molaridad es M= n/l, ¿Por qué se pesa la masa del soluto para preparar la disolución y no se usan directamente los moles?
Por que para determinar el valor de n en la fórmula tenemos que dividir los gramos que tengamos de soluto entre la masa molecular del compuesto para así determinar el valor de n.

3. ¿Por qué en la disolución porcentual en masa se considera la masa del agua, mientras que en la disolución porcentual masa/volumen no se toma en cuenta?
por que en % m/m tomamos el agua en estado sólido mientras que en %m/v todo es en presencia de un disolvente universal, que es el agua y ahi lo consideramos estado líquido.

4. ¿Existen diferencias entre una disolución 0.1 M y una 0.1 N de acido clorhídrico?
Si por que en la Normalidad tomamos en cuenta el numero de equivalentes OH y en la molaridad utilizamos el numero de moles.

5. Al preparar una disolución 0.1 N de ácido sulfúrico ¿se debe establecer la reacción química que se dará al utilizar el reactivo? ¿Y si se prepara la disolución 0.1 M. se debe tomar en cuenta al mismo criterio?
Si es el mismo criterio por que la reacción va a ser la misma aunque la cantidad de nuestro producto puede variar.

6.Clasifica las reacciones señaladas en el punto 7, con base en el tipo de reacción.
 REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN
BASE + ÁCIDO ! SAL + AGUA
El  a), b) c) y el d) son reacciones de neutralización y el e) es una reacción redox.

7. Indica el número de equivalentes para los compuestos que se indican al final:
  • para el hidróxido de sodio es un equivalente OH
  • para el ácido fosfórico son 3 H
  • para el hidróxido de calcio son 2 OH
  • para el ácido clorhídrico es un H
  • para el ácido nítrico es un H.
DISCUSIÓN
Si una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias, entonces la sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

CONCLUSIÓN

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Características de las soluciones (o disoluciones): 
I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 
II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 
III) Los componentes de una solución son soluto y solvente
    soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).
    solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua


Estados de la materia y leyes de los gases

Estados de la materia


SÓLIDO

  • Los solidos tienen forma definidad,
  • tienen enlaces covalentes e ionicos
  • se afecta poco por la presióny la temperatura.
LÍQUIDO

  • enlaces ionicos y fuerzas de cohesión 
  • ocupan el espacio del recipiente 
  • hay un límite de superficie
GASEOSO

  • Partículas con mucha energía cinética
  • ocupan el espacio del recipiente
  • fuerzas de atracción nulas
  • son afectados por la presión y la temperatura
LEYES DE LOS GASES_________________________________


LEY DE BOYLE
Relación entre la presión y el volumen de un gas cuando la temperatura es constante



Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. 
La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.
El volumen es inversamente proporcional a la presión:
•Si la presión aumenta, el volumen disminuye.
•Si la presión disminuye, el volumen aumenta.


Esto ocurre por que ...
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes.
Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo: aumenta la presión.
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.
Como hemos visto, la expresión matemática de esta ley es:

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento.
Ejemplo:
4.0 L de un gas están a 600.0 mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800.0 mmHg?
Solución: Sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2.

(600.0 mmHg) (4.0 L) =(800.0 mmHg) (V2)
Si despejas V2 obtendrás un valor para el nuevo volumen de 3L.

LEY DE CHARLES

Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante
el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.
El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:
•Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.
•Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.
¿Por qué ocurre esto?
Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).
Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.
Matemáticamente podemos expresarlo así:






LEY DE AVOGADRO
Relación entre la cantidad de gas y su volumen
Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles.
El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:
•Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen.
•Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.
¿Por qué ocurre esto?
Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente lo que implica (por un instante) que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las paredes (es decir, mayor volumen del recipiente) el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión vuelve a su valor original.


Bibliografia
Chang. Química Orgánica

Elizabeth Pérez Rodríguez
8 de octubre de 2011