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II. SISTEMAS DISPERSOS

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<strong>II</strong>. <strong>SISTEMAS</strong> <strong>DISPERSOS</strong><br />

Objetivo: Comparará los diferentes tipos de dispersiones identificando<br />

sus propiedades principales, cuantificando la concentración de una<br />

disolución, y con una actitud crítica valorará la importancia de estos<br />

sistemas en la naturaleza y en los seres vivos.<br />

1. Generalidades de soluciones<br />

1.1 Características de las soluciones<br />

Las soluciones son mezclas homogéneas, formadas por soluto y<br />

solvente. El soluto es la sustancia que se disuelve, y el solvente es la<br />

sustancia que disuelve al soluto. Generalmente el soluto se encuentra<br />

en menor cantidad.<br />

Las características de las soluciones son:<br />

El soluto disuelto tiene tamaño molecular o iónico.<br />

Puede ser incolora o colorida.<br />

El soluto permanece distribuido uniformemente en la solución y<br />

no se sedimenta con el tiempo.<br />

Generalmente, el soluto puede separarse del solvente por<br />

medios físicos, por ejemplo: evaporación, destilación, etc.<br />

Los componentes de las soluciones conservan sus propiedades<br />

individuales.<br />

Las sustancias que forman una solución pueden estar como<br />

átomos, iones o moléculas por ejemplo:<br />

Átomos Los metales al formar una aleación.<br />

Iones La mayoría de las sales al disolverse en agua.<br />

Moléculas<br />

Sustancia covalentes solubles en agua como el<br />

alcohol.<br />

1


1.2. Tipos de soluciones<br />

Cuando el estado físico de soluto y solvente es diferente, el<br />

solvente conserva su estado físico, ya que el soluto se disuelve en<br />

él y la solución tiene el estado físico del solvente.<br />

es el agua.<br />

Las soluciones más comunes son acuosas, o sea que el solvente<br />

El estado de soluto y solvente puede ser cualquiera: sólido, líquido o<br />

gaseoso. Algunos ejemplos se muestran en la siguiente tabla.<br />

Soluto Solvente Solución Ejemplo<br />

Gas Gas Gas Aire (O2 en N2)<br />

Gas Líquido Líquido Refrescos (CO2 en agua)<br />

Líquido Líquido Líquido Vino (etanol en agua)<br />

Líquido Sólido Sólido<br />

Empastes dentales (Hg líq. en<br />

plata sólida)<br />

Sólido Líquido Líquido Salmuera (NaCl en agua)<br />

Sólido Sólido Sólido Acero (carbono en hierro)<br />

1.3 Solubilidad<br />

La solubilidad es una medida de la cantidad de soluto que se<br />

pude disolver en una determinada cantidad de solvente en condiciones<br />

específicas. Por ejemplo, la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) es<br />

de 36.0 gramos por cada 100 g de agua a 20°C.<br />

La solubilidad depende de varios factores que son:<br />

Propiedades de soluto y solvente<br />

Temperatura<br />

Presión<br />

2


Propiedades de soluto y solvente.- Para que un soluto pueda<br />

disolverse en un solvente determinado, las características de ambos<br />

son muy importantes. Por ejemplo, el agua disuelve la mayoría de<br />

las sales, que generalmente son compuestos iónicos. Cuando<br />

éstos compuestos se disuelven en agua, los iones que forman la sal<br />

se separan y son rodeados por molécula de agua.<br />

El agua es una molécula polar, así la parte positiva del agua<br />

(los hidrógenos) rodea a los iones negativos y la parte negativa<br />

(el oxígeno) a los iones positivos.<br />

Ejemplo: En el caso del cloruro de sodio (NaCl): los iones Na 1+ son<br />

rodeados por el oxígeno de las moléculas del agua, mientras que los<br />

iones Cl 1– son rodeados por los hidrógenos de las moléculas de agua.<br />

En cambio las sustancias no polares, son solubles en solventes<br />

no polares como benceno, tetracloruro de carbono, cloroformo,<br />

hexano, etc. A pesar de esto hay sustancias covalentes que son<br />

solubles en agua como es el caso de la sacarosa (azúcar de mesa), el<br />

metanol y la metilamina entre otras. Estas moléculas contienen<br />

átomos de oxígeno o de nitrógeno que participan en la formación de<br />

puentes de hidrógeno, lo que explica su solubilidad en agua.<br />

3


Temperatura.-<br />

Daub, G.W. y Seese, W.S. Química. 7a. ed.,, México Pearson, 1996<br />

La solubilidad de un gas en un líquido disminuye cuando<br />

aumenta la temperatura. Ejemplo: La solubilidad del oxígeno es de<br />

4.89 ml en 100 ml de agua a 0°C, pero a 50°C esta solubilidad<br />

disminuye a 2.46 ml en 100 ml de agua.<br />

Las personas que pescan en los lagos, saben que conforme<br />

hace más calor, los peces se alejan de la orilla. El sol calienta el agua<br />

que esta en la orilla lo cual disminuye la solubilidad del oxígeno en el<br />

agua; el pez se aleja de la orilla buscando aguas más profundas y<br />

frías.<br />

4


www.ualberta.ca/~gdegreef/ gallery/blueram2.jpg<br />

La solubilidad de líquidos y sólidos en líquidos por lo general<br />

aumenta cuando la temperatura se incrementa. Pero, hay algunas<br />

excepciones. En la siguiente gráfica podemos observar que la<br />

solubilidad del KCl (cloruro de potasio) y del KNO3 (nitrato de potasio)<br />

aumenta al incrementarse la temperatura, pero la del NaCl (cloruro de<br />

sodio) permanece casi constante y la del CaCrO4 (cromato de calcio)<br />

disminuye.<br />

5


Presión.-<br />

Daub, G.W. y Seese, W.S. Química. 7a. ed.,, México Pearson, 1996<br />

La presión solo tiene efectos sensibles sobre soluciones<br />

formadas por un gas y un líquido. Las soluciones que contienen gases<br />

disueltos en agua son comunes, por ejemplo: refrescos (CO2 disuelto<br />

en agua), aire disuelto en aguas marinas y continentales<br />

El aumento de la presión favorece la solubilidad de un gas<br />

en un líquido y de igual forma si disminuye la presión, la<br />

solubilidad del gas decrece. Por ejemplo, los refrescos se<br />

embotellan a presión mayor que la atmosférica, por eso al agitarlos y<br />

destaparlos es común que se desborde, ya que al abrirlos la presión<br />

disminuye igualándose a la atmosférica.<br />

6


2. Concentración cualitativa<br />

La concentración de una solución expresa la cantidad de<br />

soluto disuelta en determinada cantidad de solvente o de solución.<br />

2.1 Solución diluida y concentrada<br />

Estos términos, representan una relación entre soluto y solvente,<br />

sin usar cantidades específicas de soluto y solvente.<br />

Una solución diluida es aquella que tiene una cantidad de soluto<br />

disuelto relativamente pequeña. La concentrada en cambio es una<br />

solución que contiene cantidades relativamente grandes de soluto<br />

disuelto.<br />

2.2 Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas<br />

.Solución saturada: Contiene tanto soluto como puede disolverse<br />

en el solvente, utilizando medios normales La velocidad de disolución<br />

es igual a la velocidad de cristalización. Por tanto, si se añade más<br />

soluto este se disolverá, pero al mismo tiempo, parte del soluto que<br />

estaba disuelto se cristalizará.<br />

Solución sobresaturada.- Es aquella en la que la concentración<br />

de soluto es mayor que la de una solución saturada. Esta solución es<br />

inestable y cualquier cambio por pequeño que sea, provocará que el<br />

exceso de soluto se cristalice, separándose de la solución.. La miel es<br />

un ejemplo de una solución sobresaturada de azúcar.<br />

Solución insaturada.- Es aquella en la que la concentración del<br />

soluto es menor que la concentración de una solución saturada, bajo<br />

las mismas condiciones. La velocidad de disolución del soluto no<br />

disuelto, es mayor que la velocidad de cristalización del soluto<br />

disuelto.<br />

7


soluciones:<br />

A continuación se muestra una tabla que resumen estos tipos de<br />

Solución saturada<br />

Solución<br />

sobresaturada<br />

Solución insaturada<br />

(no saturada)<br />

3. Concentración cuantitativa de soluciones<br />

Velocidad de disolución = velocidad de<br />

cristalización<br />

Velocidad de disolución < velocidad de<br />

cristalización<br />

Velocidad de disolución > velocidad de<br />

cristalización<br />

Las expresiones cuantitativas de la concentración de una<br />

solución expresan cantidades específicas de soluto y solvente., En la<br />

mayoría de los casos se manejan soluciones acuosas, en las cuales,<br />

el solvente es agua, pero esto no es ninguna regla general.<br />

3.1 Porcentaje en masa<br />

La expresión representa el porcentaje de soluto en una<br />

determinada masa de solvente. La fórmula para calcular el porcentaje<br />

en peso es:<br />

La masa de la solución es igual a la suma de la masa de soluto<br />

más la masa del solvente.<br />

masa solución = masa soluto + masa de solvente<br />

8


El porcentaje en masa, es una medida de concentración es<br />

independiente del soluto del que se trate.<br />

Ejemplos<br />

1. Calcule el porcentaje en masa de K2SO4 (sulfato de potasio) en una<br />

solución preparada disolviendo 30 g de K2SO4 en 715.0 g de agua.<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando el soluto, solvente o<br />

solución.<br />

% en masa =?<br />

30 g K2SO4 soluto<br />

715 g H2O solvente<br />

PASO # 2<br />

Identificar de acuerdo al dato solicitado, si es necesario o no despejar<br />

de la fórmula.<br />

fórmula.<br />

PASO # 3<br />

Para calcular el porcentaje en masa, no es necesario despejar la<br />

Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula .<br />

Primero calcular la masa de la solución sumando la del soluto y<br />

la del solvente para después aplicar la fórmula del porcentaje en<br />

masa.<br />

9


2. ¿Cuántos gramos de HNO3 (ácido nítrico) es necesario disolver<br />

para preparar 375 g de solución al 17.3% en masa?<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

gramos de HNO3 = ? soluto<br />

374 g de solución<br />

17.3% en masa<br />

PASO # 2<br />

Identificar si es necesario o no despejar de la fórmula.<br />

Puesto que es necesario despejar la fórmula:<br />

gramos de soluto<br />

% en masa =<br />

x 100<br />

gramos de solucón<br />

Dividendo en ambos miembros entre 100 y multiplicando en<br />

ambos miembros por los gramos de solución:<br />

10


PASO # 3<br />

Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula.<br />

gramos de soluto = 64.70 g HNO3<br />

3. ¿Cuántos gramos de solución al 12.7% en masa pueden prepararse<br />

a partir de 55.0 g de H2SO4 (ácido sulfúrico)?<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

gramos de solución = ?<br />

55.0 g de H2SO4 soluto<br />

12.7% en masa<br />

PASO # 2<br />

Identificar si es necesario o no despejar de la fórmula.<br />

Es necesario despejar la fórmula:<br />

gramos de soluto<br />

% en masa =<br />

x 100<br />

gramos de solucón<br />

11


Los gramos de solución están en el denominador de la fórmula,<br />

por lo tanto para hacer el despeje debemos multiplicar ambos<br />

miembros por la masa de solución.<br />

Dividimos ambos miembros entre el % en masa y la ecuación queda<br />

de la siguiente forma:<br />

PASO # 3<br />

gramos de solución =<br />

( gramos de soluto)<br />

( 100)<br />

%<br />

en<br />

masa<br />

Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y<br />

realizar las operaciones.<br />

La respuesta es:<br />

433.07 g de solución<br />

EJERCICIO 2.1<br />

Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno detallando claramente sus<br />

procedimientos.<br />

1.- Calcule el porcentaje en masa de una muestra que contiene 7.25 g de NaCl<br />

(cloruro de sodio) en 75.5 g de solución.<br />

2.- Calcule el porcentaje en masa de una solución que contiene disueltos 150 g de<br />

Ca(NO3)2 en 825 g de agua.<br />

3- ¿Cuántos gramos de KNO3 (nitrato de potasio) deben disolverse para prepara<br />

580 g de solución al 45.2% den masa?<br />

12


4.- ¿Cuántos gramos de solución al 12.17% en masa pueden prepararse a partir<br />

de 5.25 g de Ca3(PO4)2 (fosfato de calcio)?<br />

5.- Una disolución de carbonato de sodio (Na2CO3) contiene 10.5 g del soluto<br />

disueltos en 420 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje en masa de la solución?<br />

3.2 Partes por millón<br />

Esta medida de concentración expresa las partes de masa de<br />

soluto por 1 000 000 de partes de masa de solución, lo cual puede<br />

expresarse como mg/ .<br />

La fórmula es:<br />

Las partes por millón se utilizan para describir la concentración<br />

de soluciones muy diluidas, por ejemplo en preparaciones biológicas o<br />

en análisis de muestras de agua.<br />

Es muy importante señalar que en esta medida de<br />

concentración, por tratarse de soluciones muy diluidas, casi siempre<br />

se considera la densidad de la solución igual a la del agua. No quiere<br />

decir que el agua sea la solución, el agua siempre es solvente, es solo<br />

una consideración por lo diluidas que están las muestras.<br />

Ejemplos:<br />

1. Calcule las partes por millón de una solución acuosa que contiene<br />

335 mg de iones sodio (Na + ) en 750 ml de una muestra de agua.<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

13


ppm = ?<br />

335 mg Na + soluto<br />

750 ml de agua solución<br />

Como la solución es muy diluida, la densidad es 1.00 g/ml, por<br />

tanto 1 ml de la muestra tiene una masa de un gramo y:<br />

750 ml de la solución diluida = 750 g de la solución diluida<br />

PASO # 2<br />

Identificar de acuerdo al dato solicitado, si es necesario o no despejar<br />

de la fórmula.<br />

PASO # 3<br />

En este caso no es necesario despejar .<br />

Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y<br />

realizar las operaciones.<br />

Es importante antes de sustituir los datos revisar si la unidades<br />

de masa del soluto y de la solución son las mismas.<br />

La cantidad de soluto es 355 mg y de la solución 750 g.<br />

Convertimos los gramos de solución a miligramos, introduciendo un<br />

factor de conversión: 1 g = 1000 mg<br />

473.33 ppm de Na +<br />

2. ¿Cuántos miligramos de ion cloruro (Cl – ) hay en 1.25 litros de una<br />

muestra de agua que tiene 17 ppm de ion cloruro?<br />

14


PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

17 ppm<br />

? mg Cl – soluto<br />

1.25 de agua solución<br />

PASO # 2<br />

Al revisar la fórmula, se observa que es necesario despejar la masa de<br />

soluto que es lo que nos piden.<br />

Para el despeje dividimos ambos miembros entre 1x10 6 y<br />

multiplicamos ambos miembros por la masa de solución.<br />

PASO # 3<br />

Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y<br />

realizar las operaciones.<br />

Tenemos que convertir los 1.25 litros de la muestra a mg. Como<br />

la densidad es 1 g/ ml, primero convertimos de mL a litros.<br />

En base a la densidad:<br />

Sugerencia: Cuando manejamos números muy pequeños o muy<br />

grandes como en este caso, es muy convenirte utilizar potencias de<br />

10.<br />

Convertimos los gramos a miligramos.<br />

15


1000mg<br />

1.25 x103<br />

g = 1.25x106<br />

mg de solución<br />

1g<br />

Sustituimos los datos en el despeje del paso 2<br />

masa de soluto =<br />

masa de soluto=<br />

( ppm)<br />

( masa de solución)<br />

( 17 ppm)<br />

1000000<br />

6<br />

1.25x10<br />

mg solución<br />

3. Una muestra de agua de mar de 500 ml contiene 2.7 x 10 mg de<br />

iones Ag 1+ ¿Cuál es la concentración de la muestra en ppm? (Suponga<br />

que la densidad de la muestra muy diluida de agua es de 1.0 g/ml)<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

? ppm<br />

2.7 x 10-3 mg Ag 1+ soluto<br />

500 ml de agua solución<br />

PASO # 2<br />

Identificar si es necesario despejar la fórmula.<br />

En este caso no es necesario el despeje.<br />

masa de soluto<br />

ppm<br />

=<br />

masade<br />

solución<br />

6<br />

1x10<br />

-3<br />

16


PASO # 3<br />

Sustituir los datos con sus unidades correspondientes, en la fórmula y<br />

realizar las operaciones.<br />

Antes de sustituir tenemos que convertir para manejar la misma<br />

unidad de masa. Podemos convertir los miligramos de soluto a<br />

gramos, o bien los gramos de solución a miligramos. En este caso se<br />

muestra la conversión de los miligramos de soluto a gramos:<br />

La respuesta es:<br />

EJERCICIO 2.2<br />

1 g<br />

2.7 x10<br />

−3<br />

mg<br />

=<br />

1000mg<br />

ppm<br />

2.7 x 10−6<br />

=<br />

500 g<br />

g<br />

2.7 x 10-<br />

6<br />

(100)<br />

Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno, detallando claramente sus<br />

procedimientos.<br />

1.-¿Cuántas partes por millón tiene una muestra de 450 ml de agua que contiene<br />

1+<br />

3.15 mg de Ag ?<br />

2.- Calcule los miligramos de iones sulfuro (S )<br />

2− que contiene una muestra de 825<br />

ml de agua si tiene 420 ppm de iones<br />

2−<br />

S ?<br />

1−<br />

3.- ¿Cuántos miligramos de iones bromuro ( Br ) están disueltos en 2.50 litros de<br />

agua que tiene 300 ppm de iones bromuro?<br />

4.- Calcule las partes por millón<br />

de agua que contiene 0.130 g de Al 3+ ?<br />

3+<br />

Al (iones aluminio) de una muestra de 1.5 litros<br />

g<br />

17


3.3. Molaridad (M)<br />

La molaridad es el número de moles contenidos en un litro de<br />

solución. Su fórmula es:<br />

Una solución 1 M, (uno molar), contiene un mol de soluto por<br />

cada litro de solución. Las unidades de la molaridad son mol/L. La<br />

palabra mol no debe abreviarse.<br />

Ejemplos:<br />

1. Calcule la molaridad de 825 ml de una solución que contiene<br />

disueltos 13.4 g de CaCO3.<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

? M<br />

825 mL de solución<br />

13.4 g CaCO3 soluto<br />

PASO # 2<br />

Identificar si es necesario despejar de la fórmula.<br />

En este caso no es necesario despejar.<br />

PASO # 3<br />

18


Revisamos en la fórmula que datos tenemos y cuáles debemos<br />

calcular para poder aplicarla.<br />

En este caso de acuerdo con la fórmula es necesarios convertir<br />

los 13.4 g de CaCO3 a moles y los 825 ml de solución a litros.<br />

Para establecer el factor de conversión de gramos a moles,<br />

calculamos la masa molecular del soluto, el CaCO3.<br />

Ca 1 x 40.08 = 40.08<br />

C 1 x 12.01 = 12.01<br />

O 3 x 16.00 = 48.00 +<br />

100.09 g<br />

Factor de conversión-gramos-moles<br />

Factor de conversión mililitros-litros<br />

PASO # 4<br />

Sustituimos los datos con sus unidades correspondientes, en la<br />

fórmula y realizar las operaciones. Verificamos que la unidad que se<br />

obtengan sean las requeridas en caso contrario introductor un factor<br />

de conversión adecuado.<br />

M = 0.16 mol/<br />

19


El resultado es mol/ y no es necesario convertir.<br />

2. ¿Cuántos gramos de Co2(SO4)3 (sulfato de cobalto ) son<br />

necesarios para preparar 725 ml de solución 0.25 M).<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

? g de Co2(SO4)3 soluto<br />

725 mL de solución<br />

M = 0.25 mol/<br />

PASO # 2<br />

Identificar si es necesario despejar de la fórmula.<br />

En este caso es necesario despejar.<br />

PASO # 3<br />

Revisamos en la fórmula que datos tenemos y cuáles debemos<br />

calcular para poder aplicarla.<br />

Convertir los 725 ml de solución a litros.<br />

Aplicamos la fórmula despejada:<br />

20


mol soluto = 0.181 mol<br />

Calculamos la masa molecular del soluto para convertir las<br />

moles a gramos:<br />

Co 2 x 58.93 = 117.86<br />

S 3 x 32.06 = 96.18<br />

O 12 x 16 = 192 +<br />

La respuesta es:<br />

406.04<br />

0.181mol Co (SO4)<br />

3<br />

406.04 g<br />

1mol<br />

2 =<br />

73.49 g de Co2(SO4)3<br />

73.49 g<br />

3. ¿Cuántos mililitros de solución 0.57 molar pueden prepararse a<br />

partir de 15.3 g de HCl?<br />

PASO #1<br />

Analizamos los datos del problema identificando soluto, solvente o<br />

solución.<br />

0.57 M Medida de concentración<br />

15.3 g HCl soluto<br />

? L = solución<br />

PASO # 2<br />

Identificamos si es necesario o no despejar la fórmula.<br />

Es necesario despejar: Como la variable está en el denominador,<br />

primero multiplicamos ambos miembros de la ecuación por litros de<br />

solución para que éstos queden ubicados en el numerador.. Así,<br />

21


podemos terminar de despejar: dividiendo ambos miembros entre la<br />

molaridad (M).<br />

PASO # 3<br />

Revisar en la fórmula despejada que datos tenemos y cuáles debemos<br />

calcular para poder aplicarla.<br />

Calculamos las moles de soluto.<br />

Peso molecular del HCl<br />

H 1 x 1.01 = 1.01<br />

Cl 1 x 35.45 = 35.45 +<br />

Factor de conversión:<br />

PASO # 4<br />

36.46 g<br />

Sustituimos los datos con sus unidades correspondientes, en la<br />

fórmula despejada y realizamos las operaciones. Verificamos que la<br />

unidad que se obtiene sea la requerida, en caso contrario introductor<br />

un factor de conversión adecuado.<br />

22


de solución = 0.737<br />

Introducimos un factor de conversión para obtener mililitros:<br />

Ejercicio.-<br />

737 m de solución<br />

1. ¿Cuántos gramos de NaOH (hidróxido de sodio) son necesarios<br />

para preparar 500 ml de solución 0.20 molar?<br />

gramos NaOH = ?<br />

500 ml solución<br />

M = 0.20 mol/ concentración<br />

Los gramos de soluto están relacionados con las moles mediante<br />

el peso molecular, por lo que las despejamos de la ecuación.<br />

Antes de sustituir en la ecuación despejada, convertir los mililitros de<br />

solución a litros.<br />

23


a gramos.<br />

Mol soluto = (0.20 mol/ ) (0.5 )<br />

Mol soluto = 0.10 mol NaOH<br />

Finalmente, calcular la masa molecular del soluto para convertir<br />

Factor de conversión de moles a gramos<br />

Masa molecular del NaOH<br />

Na 1 x 22.99 = 22.99<br />

O 1 x 16.00 = 16.00<br />

H 1 x 1.01 = 1.01 +<br />

40.00 g<br />

4.00 g NaOH<br />

2. ¿Cuántos gramos de solución de Na2Cr2O7 (dicromato de sodio) al<br />

27.8% en masa, pueden preparase a partir de 13.5 g del soluto?<br />

27.8% en masa concentración<br />

13.5 g Na2Cr2O7<br />

gramos de solución = ?<br />

gramos de soluto<br />

La fórmula del porcentaje en masa es:<br />

Insertar imagen 2-35<br />

24


Despejamos la masa de solución. Multiplicando ambos miembros<br />

de la ecuación por la masa de solución para que quede en el<br />

numerador del otro miembro.<br />

Ahora dividimos ambos miembros entre el % en masa:<br />

Sustituimos los dados:<br />

masa de solución = 48.56 g de solución<br />

3. Calcule cuántos miligramos de soluto están disuelto en 9.80 litros de<br />

agua del océano que tiene 65 ppm de iones estroncio (Sr 2+ ).<br />

Miligramos de soluto = ?<br />

9.80 litros de solución<br />

65 pp concentración<br />

La fórmula de la ppm es:<br />

Despejamos la masa de soluto multiplicando ambos miembros<br />

por la masa de solución y dividiendo entre 1 000 000.<br />

25


solución.<br />

Antes de sustituir en la fórmula calculamos la masa de la<br />

Primero convertimos los litros a mililitros<br />

Consideramos la densidad de la solución igual a 1.00 g/m , por<br />

lo tanto 9800 m =9800 g.<br />

Es conveniente convertir la masa de solución a miligramos para<br />

que la respuesta sea en esas unidades.<br />

EJERCICIO 2.3<br />

masa de soluto =<br />

(65<br />

ppm) (9.80 x 10<br />

637 mg de Sr 2+<br />

1 x 10<br />

6<br />

6<br />

mg)<br />

Resuelva los siguientes ejercicios en su cuaderno, detallando claramente sus<br />

procedimientos. Reporte sus resultados redondeando con dos decimales. Utilice<br />

las masas atómicas redondeadas con dos decimales.<br />

1.- Calcule la molaridad de 870 ml de una solución que contiene disueltos 123 g<br />

de CaSO4 (sulfato de calco)?<br />

2.- ¿Cuántos gramos de KOH (hidróxido de potasio) se requieren parar preparar<br />

560 ml de una solución 0.77 molar?<br />

3.- ¿Cuántos mililitros de solución0.50 M pueden prepararse a partir de 79.0 g de<br />

H2CO3 (ácido carbónico)?<br />

4.- Una solución se preparó disolviendo 120 g de HCl (ácido clorhídrico) en 1500<br />

ml de solución. ¿Cuál es la concentración molar del ácido?<br />

26


EJERCICIO 2.4<br />

Ejercicio de integración<br />

Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus<br />

procedimientos. Reporte sus resultados redondeados con 2 decimales.<br />

Se proporcionan las respuestas para que usted corrobore sus<br />

resultados.<br />

1) Calcule las partes por millón de 450 ml de agua del océano que<br />

contiene 2.70 mg de oro (Au 1+ ).<br />

2) ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 (sulfato de aluminio) son necesarios<br />

para preparar 875 ml de solución 0.67 molar?<br />

3) Calcule los gramos de solución al 9.10% en masa que pueden<br />

prepararse a partir de 4.00 g de KI (yoduro de potasio).<br />

4) ¿Cuantos mililitros de solución 0.5 M pueden preparase a partir de<br />

11.7 g de KNO3 (nitrato de potasio)?<br />

TAREA 2.1<br />

Resuelva los siguientes ejercicios detallando claramente sus<br />

procedimientos. Envíe sus respuestas al correo electrónico de su<br />

profesor y entregue su hoja de procedimientos en la próxima sesión.<br />

Reporte sus resultados redondeando con dos decimales.<br />

1.- ¿Cuántos mililitros de solución 0.80 molar pueden prepararse a<br />

partir de 17.3 g de MgSO4 (sulfato de magnesio)?<br />

2.-Calcule las partes por millón de una muestra de 725 ml de agua que<br />

contiene 130 mg de iones K + .<br />

3.- ¿Cuántos gramos de AlCl3 (cloruro de aluminio) son necesarios<br />

para preparar 530 g de una solución al 12.7% en masa?<br />

4.- ¿Cuántos gramos de H2SO4 (ácido sulfúrico) son necesarios para<br />

preparar 870 ml de solución 0.75 molar?<br />

27


4. Propiedades coligativas.<br />

Las propiedades coligativas son aquellas que dependen<br />

solamente del número de partículas de soluto presentes en una<br />

solución, sin importar el tipo de soluto disuelto.<br />

Los efectos de las propiedades coligativas dependen del número<br />

de moléculas disueltas, a mayor concentración mayor será el efecto de<br />

las propiedades coligativas.<br />

Tres de las propiedades coligativa son:<br />

Depresión del punto de congelación<br />

Aumento del punto de ebullición<br />

Disminución de la presión de vapor.<br />

Las propiedades coligativas se pueden explicar en base a la<br />

presión de vapor, la cual depende de la tendencia de las moléculas de<br />

un líquido a separarse de él.<br />

Cuando un soluto sólido comparte espacio con un solvente<br />

líquido en una solución, generalmente existe una fuerte de atracción<br />

entre ellos. La presencia de las moléculas de soluto no volátil dificulta<br />

el paso del disolvente a la fase de vapor. Por tanto la presión de<br />

vapor de la solución es menor que la del líquido puro.<br />

28


Garritz, A., Chamizo, J.A . Química. Estados Unidos de América, Addison Wesley Iberoamericana,<br />

1994.<br />

La disminución de la presión de vapor es la razón por la cual las<br />

soluciones hierven a temperaturas mayores que el soluto y se<br />

congelan a temperaturas menores que el solvente.<br />

Ejemplos:<br />

Una solución 1.0 molar de azúcar hierve a 100.52°C, mientras<br />

que el agua pura hierve a 100.0°C a 1 atm.<br />

Una solución 1.0 molar de azúcar se congela a -1.86°C mientras<br />

que el agua pura se congela a 0°C a 1 atm.<br />

La identidad del soluto en las propiedades coligativas no afecta,<br />

pero su efecto es mayor si el soluto es iónico que si es covalente. Por<br />

ejemplo: En la solución 1M de azúcar (sacarosa) cada partícula de<br />

soluto es una molécula de azúcar y hay 6.022 x 10 23 moléculas de<br />

sacarosa. En cambio en una solución 1 M de NaCl (cloruro de sodio)<br />

cada unidad consta de un ion Na + y un ion Cl - que al disolverse se<br />

separan y por tanto hay 6.022 x 10 23 iones sodio (Na + ) más<br />

29


6.022 x 10 23 iones cloruro (Cl-), por lo tanto en la solución hay<br />

1.204 x 10 24 partículas de soluto. El CaCl2 (cloruro de calcio)<br />

produciría 1.806 x 10 24 iones.<br />

Algunas aplicaciones de las propiedades coligativas son:<br />

1. Se utilizan mezclas de NaCl y CaCl2 en las calles y caminos<br />

nevados, ya que al tener la solución punto de congelación menor de<br />

0°C, el hielo y la nieve se derriten.<br />

2. El uso de mezclas de hielo y sal para alcanzar bajas<br />

temperaturas en la preparación casera de helados.<br />

canales.laverdad.es/ gastronomia/producto1.html<br />

30


5. Coloides y suspensiones<br />

Hemos visto como al disolver azúcar en agua, se forma una<br />

solución, en la cual no pueden apreciarse a simple vista sus<br />

componentes. Si mezclamos arena y agua, al agitarla parece que se<br />

han mezclado, pero al dejarla en reposo la arena se sedimenta y<br />

tenemos una mezcla heterogénea en la cual distinguimos sus<br />

componentes. Esta mezcla se conoce como suspensión.<br />

Hay un tipo de dispersión que podríamos decir que es intermedio<br />

entre las soluciones y las suspensiones. Estos sistemas dispersos son<br />

los coloides.<br />

En un coloide, las partículas dispersas son mucho mayores que<br />

las partículas de soluto en una solución. El tamaño de las partículas<br />

coloidales va desde 1 nanómetro (nm) hasta 100 nm. Es importante<br />

recordar que un 1 nm = 10 -9 m.<br />

Hay ocho tipos diferentes de coloides que se clasifican de<br />

acuerdo al estado físico de la fase dispersa (partículas) y la fase<br />

dispersante, que vendría a ser análoga al solvente de las soluciones.<br />

5.1Tipos de coloides.-<br />

Tipo<br />

Partículas<br />

dispersa<br />

Medio<br />

dispersante<br />

Ejemplo<br />

Espuma Gaseosa Líquida<br />

Crema de<br />

afeitar<br />

Espuma<br />

sólida<br />

Gaseosa Sólida<br />

Espuma de<br />

jabón,<br />

bombones<br />

Aerosol líquido Líquida Gaseosa Niebla, nubes<br />

Emulsión<br />

Líquida Líquida<br />

Leche,<br />

mantequilla,<br />

mayonesa<br />

Gel Líquida Sólida<br />

Gelatina, gel<br />

para el cabello<br />

31


Tipo<br />

Partículas<br />

dispersa<br />

Medio<br />

dispersante<br />

Aerosol sólido Sólida Gaseosa<br />

Sol Sólida Líquida<br />

Sól sólido Sólida Sólida<br />

Propiedades de los coloides.-<br />

Ejemplo<br />

Polvo fino,<br />

humo<br />

Jaleas, tinta<br />

china<br />

Gemas como<br />

rubí, zafiro,<br />

turquesa, etc.<br />

Efecto Tyndall: Al hacer pasar un rayo de luz a través de una<br />

dispersión coloidal, el rayo de luz se ve en forma clara y nítida al<br />

atravesar el coloide, fenómeno que no sucede en una solución. Este<br />

efecto se debe a que las partículas coloidales son los suficientemente<br />

grandes como para dispersar la luz.<br />

Esto podemos apreciarlo en la luz de los faros que atraviesan la<br />

niebla para guiar a los barcos.<br />

La trayectoria de luz del faro se hace visible<br />

debido a las partículas coloidales de agua<br />

dispersas en el aire.<br />

32


Movimiento browniano: Cuando se observa un coloide con un<br />

microscopio que utiliza una luz intensa enfocada en ángulo recto<br />

hacia el coloide, se observa que las partículas dispersas se mueven al<br />

azar en el medio dispersante. Este movimiento se debe a que las<br />

partículas dispersas son bombardeadas por el medio dispersante; lo<br />

que en realidad de ve son los reflejos de las partículas coloidales, ya<br />

que su tamaño permite reflejar la luz. En una solución, las partículas<br />

de soluto y solvente también están en constante movimiento, pero esto<br />

no es visible. Este movimiento de las partículas es el que impide que<br />

éstas se sedimenten cuando el coloide se deja en reposo. A esta<br />

característica se le conoce como movimiento Browniano en honor<br />

del botánico inglés Roberto Brown (1773-1858) quien fue el primero en<br />

estudiar este efecto.<br />

33


Efecto de carga eléctrica.- Una partícula coloidal puede<br />

adsorber partículas con carga eléctrica (iones) en su superficie. La<br />

adsorción significa adherir moléculas o iones sobre una superficie. Las<br />

partículas con carga eléctrica adsorbidas sobre la superficie de alguna<br />

clase de partícula coloidal, pueden ser positivas o negativas. Todas las<br />

partículas coloidales de determinada clase, tendrán los mismos signos<br />

de carga en exceso.<br />

Si un coloide con una carga entra en contacto con un coloide con<br />

otra carga, o con un ion de carga opuesta, las partículas coloidales<br />

dispersas se precipitan y se separan del medio dispersante. Este<br />

efecto de coagulación de los coloides con una carga eléctrica se utiliza<br />

para eliminar partículas suspendidas de los gases que salen por las<br />

chimeneas industriales.<br />

Esta propiedad está muy relacionada con la extensa área<br />

superficial que presentan partículas muy pequeñas. “Por esto, el<br />

carbón es muy efectivo en la adsorción selectiva de moléculas polares<br />

de algunos gases venenosos y por ello se utilizan en máscaras<br />

“antigas”. Hein, M. y Arena S. Fundamentos de Química. 10ª. Edición. México, Thomson<br />

Editores, 2001.<br />

5.3 Suspensiones<br />

Las suspensiones, son disoluciones en las cuales el tamaño de<br />

sus partículas es mayor de 100 nm, razón por la cual se sedimentan<br />

en reposo, por lo tanto, las suspensiones son mezclas heterogéneas<br />

distinguiéndose dos fases diferentes. Muchos jarabes medicinales son<br />

suspensiones, por lo que deben agitase antes de administrarse.<br />

34


Tabla comparativa de soluciones, coloides y suspensiones.<br />

Propiedad Solución Coloide Suspensión<br />

Tamaño de<br />

partícula<br />

0.1-1.0 nm 1-100 nm > 100 nm<br />

Homogeneidad Homogénea En el límite Heterogénea<br />

Sedimentación No sedimenta No sedimenta<br />

Sedimenta en<br />

reposo.<br />

Pasa a través Pasa a través Se separa<br />

Filtrabilidad del papel filtro del papel filtro mediante papel<br />

ordinario. ordinario. filtro ordinario.<br />

Dispersión de<br />

la luz<br />

No dispersa la<br />

luz<br />

Dispersa la luz Dispersa la luz<br />

Ejemplos Urea Albúmina Glóbulos rojos<br />

35

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