Unidad 8

SOLUCIONES

Al comienzo del curso señalamos que las soluciones son sistemas homogéneos( por lo tanto son una sóla fase), formado por mezclas de diferentes sustancias puras ( diferentes tipos de moléculas). También vimos que éstas mezclas homogéneas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

Estos sistemas tienen una importante presencia, tanto en sistemas de materia viviente como en materia inerte y en muchos sistemas de interés técnico. Pueden ser muy complejos cuando el número de diferentes sustancias mezcladas es muy elevado o bién simples como ternarios( 3 ) y binarios (2).

Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan:

Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción y

Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.

Sin embargo, cuando una sustancia originalmente sólida es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.

Similarmente, cuando una sustancia originalmente gas es disuelta en líquido es el soluto y el líquido es el solvente.

Sistemas de Solubilidad infinita

El soluto y el solvente se mezclan en proporciones variables, algunas veces sin limitaciones. Los gases se mezclan entre sí sin limitaciones, los líquidos de igual polaridad o apolaridad también se mezclan sin limitaciones. Son situaciones de solubilidad infinita. El concepto de solubilidad ya ha sido presentado con anterioridad.

Sistemas Saturados

Las limitaciones aparecen con mucha claridad cuando se mezclan sustancia originalmente sólida o bién originalmente gas con líquidos. Estas situaciones límites se analizan fundamentalmente usando el concepto de solubilidad y que ahora parece oportuno volver a recordar.

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, puede disolverse (mezclarse) en una determinada cantidad de solvente bajo condiciones determinadas de Presión y Temperatura.

Un sistema tiene la cantidad de soluto disuelta correspondiente a la solubilidad cuando no se puede disolver en mayor cantidad aún cuando haya la sustancia en su forma original en contacto con el solvente. En estas condiciones la solución está saturada, y además hay un equilibrio entre la Sustancia original y la Sustancia disuelta. Para que una solución se considere saturada basta que la cantidad de soluto disuelto corresponda a la solubilidad haya o no tal equilibrio..





Por lo general, la solubilidad de los sólidos originales en líquidos aumenta al aumentar la Temperatura del solvente. Las variaciones de Presión no tienen gran efecto.

En cambio, la solubilidad de gases originales en líquidos crece al aumentar la Presión y disminuye al aumentar la Temperatura.

Sistemas Sobresaturados.

En algunas situaciones la cantidad de soluto disuelta es mayor que la que corresponde a la solubilidad ?, pero es una situación inestable y se conoce como sobresaturación. Se obtienen llevando al sistema a la situación de saturación a alta temperatura y se baja bruscamente la temperatura. Mientras el sistema no se estabilice se encuentra en situación de sobresaturación. El sistema vuelve a la normalidad cuando se den las condiciones cinéticas para que el soluto en exceso precipite como sólido o bién sea liberado como gas.

Sistemas Diluídos.

Son aquellos en que la cantidad de soluto disuelto es menor que la que corresponde por la Solubilidad. Son los casos más numerosos y en torno de ellos se desarrolla el tema de Soluciones y sus propiedades.



Relaciones fundamentales para el trabajo cuantitativo con soluciones.

En primer lugar, para trabajar cuantitatívamente con soluciones es preciso visualizar los componentes del sistema para asignar sin confusiones los conceptos de soluto, solvente, solución, las respectivas masas, volumenes y densidades. El siguiente gráfico puede ayudar en ese sentido:


En el gráfico anterior representamos, en amarillo, moles de partículas de una sustancia ( " soluto") antes de disolverla, se indica el N° de moles y se calcula la masa de la sustancia conociendo el Peso Molecular de la misma. Luego, representamos, en celeste, el líquido que disolverá la sustancia ( " solvente " ), se indica el volumen del líquido y se calcula su masa conociendo la densidad del líquido puro. Estos sistemas se mezclan formando la solución representada en color verde, las partículas de soluto las graficamos del color de la solución (aúnque sabemos que son invisibles), se indica un hipotético volumen de solución ( ligeramente mayor al del líquido puro) y se calculan la masa y la densidad de la solución.

Recalquemos las relaciones más importantes y hagamos algunos comentarios de importancia.

Masa de solución = Masa de soluto + Masa de solvente

Todas estas magnitudes son Extensivas pues dependen del tamaño de la solución

Obsérvese que el volumen que tiene la sustancia que va a disolverse ,en su estado original, no guarda ninguna relación con el volumen que vaya a ocupar el soluto en la solución. De allí que sea muy difícil estimar el volumen de una solución a partir de la información de las sustancias de partida. El volumen de una solución es un dato que se obtiene experimentalmente ( por medición).

Teniendo claros los conceptos de masa y volumen de solución comprendemos el concepto de:

Densidad de solución = Masa de solución / Volumen de solución

La Densidad de la solución es Intensiva, no depende del tamaño de la solución, es un cuociente de propiedades Extensivas.



LA CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES

La forma usada para caracterizar una solución, luego de especificar el soluto y el solvente, es establecer la relación entre las cantidades de ellos. Esta relación es la Concentración, que implica un cuociente entre una cantidad de soluto y una cantidad de solución, o bien de solvente. Nuevamente por ser la concentración un cuociente entre magnitudes Extensivas es una magnitud Intensiva. Se comprende el caracter intensivo de la concentración, es decir el de una magnitud propia de la solución e independiente de la cantidad de la solución, si pensamos en una bebida de fantasía que tiene siempre las mismas características (color, sabor, concentración), no importando si se adquiere en tamaño individual, mediano o familiar. De lo dicho se infiere que la concentración las soluciones es un concepto de vastísima aplicación ligado al estudio de múltiples sistemas y procesos productivos.



Existen varias formas de expresar la concentración, las mostraremos en el gráfico siguiente, indicando las ecuaciónes que las definen y mostrando un ejemplo de su cálculo con los datos del sistema ya entregados:

Un alumno perspicaz podría pensar, "¿ no bastaría con la densidad de la solución para caracterizarla...? ¿Para qué la concentración y de tantas formas ?". En cierto modo el alumno tendría razón pues existe una relación entre la densidad de una solución y la concentración de su soluto. En verdad hay razones de: 1) comodidad en la preparación de soluciones, pues como se ha dicho no se sabe el volumen que tendrá la solución, 2) es difícil medir el valor de la densidad con la prontitud o la precisión requerida y 3) existen fenómenos, que veremos más adelante, que quedan descritos por leyes cuyas expresiones usan aquellas formas especiales de concentración.

En las servitecas se mide la "concentración" del ácido sulfúrico de las baterias mediante un densímetro. La medición indica si la bateria tiene mucho o poco uso. En el capítulo de Oxido Reducción veremos que relación tiene la concentración del ácido con el uso de la bateria. El densímetro es un aparato de vidrio de forma alargada, con un lastre de peso regulado en un extremo, que se hunde más o menos en una solución según si la densidad del líquido sea baja o alta respectivamente. El método se basa en el principio de Arquímedes que todo alumno debe ya conocer y comprender.



En el trabajo de laboratorio se determina aproximádamente la concentración ( % p/p ) de las soluciones "concentradas" ( alto valor de concentración) de los reactivos más usados midiendo la densidad de la misma mediante un densímetro y recurriendo posteriormente a valores tabulados.

Por ejemplo una solución de NaOH de densidad 1,48 g/mL es 45,22 % p/p, según la siguiente tabla.


CONVERSIÓN DE UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Una forma de conocer la comprensión y el dominio del tema de soluciones por parte de los alumnos, es plantearles una situación problemática que implique la conversión de las unidades de concentración. Se señala la concentración con una determinada modalidad y algunos otros datos y se pide la concentración en otra modalidad. La mayor dificultad por parte de los alumnos es comprender que para usar y aplicar las ecuaciones enmarcadas, ya entregadas, deben tener una solución, es decir un sistema con todas sus magnitudes extensivas definidas aúnque en un comienzo desconocidas. La información de propiedades Intensivas como la Concentración y la Densidad de la solución es fundamental para el cálculo pero las ecuaciones no operan sólo con ellas. Es preciso darse una base de cálculo que defina el tamaño de un sistema para comenzar a establecer las relaciones que sean de interés. La base de cálculo puede ser cualquiera, pero en este curso se recomienda darse un tamaño de solución dictado por el denominador de la la ecuación de definición de tal forma que el valor numérico (A) de la concentración dada sea igual al valor numérico (A) de la cantidad de soluto en la solución base de cálculo.

Esto es:

Dato inicial Concentración Ecuación de definición Base de calculo Cantidad de soluto

A % p/p % p/p = (MASAsoluto(g) / MASAsolución(g))*100 100g.solución A g.de soluto

A M M = n soluto / V (L) solución 1(L) solución A moles soluto

A m m = n soluto / MASA solvente(Kg) 1Kg. solvente A moles soluto

X soluto = A X soluto = n soluto/(nsoluto + nsolvente) (nsoluto + n solvente) =1 A moles soluto

Ejemplo:

Otro ejemplo:

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

En este punto es conveniente decir que las expresiones encerradas por marcos rojos en el gráfico de definición de unidades de concentración, además de ser la definición matemática de una determinada forma de concentración, son ecuaciones matemáticas que pueden y deben ser operadas con las reglas del Algebra. El alumno deberá ser capaz de despejar la variable que interese, establecer cadenas de ecuaciones etc. Además, el alumno deberá prestar especial atención al significado de cada una de las variables visualizándolas mentalmente junto al sistema que se trate en cada caso . Una vez más se insta al alumno en este curso a usar el Algebra y abandonar el uso de las reglas de tres, procedimiento mecánico que puede conducir a graves errores.

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN A PARTIR DE OTRA SOLUCIÓN CONCENTRADA

A modo de ejemplo de lo que se preconiza se presenta la siguiente situación problemática de preparación de una solución a partir de una solución concentrada ( la misma solución con que se trabajó en el primer problema de conversión de unidades).

PREPARACIÓN A PARTIR DE UNA SUSTANCIA Y EL DISOLVENTE SEPARADOS

SUSTANCIA NO SOLVATADA

Otra forma de preparar soluciones, y de muy común ocurrencia, es es partiendo de la sustancia a disolver en forma pura, que se coloca en la masa requerida en un matraz aforado de volumen adecuado, y al que se agrega el líquido solvente puro hasta llegar al enrase. Este tipo de preparación hace uso sólo de las dos primeras relaciones del ejercicio anterior. ( La sustancia debe pesarse seca, sin muestras de humedad)

SUSTANCIA SOLVATADA

Muchas sustancias, especialmente sales, tienen sus moléculas rodeadas con un determinado número de moléculas de agua y se conocen como moléculas hidratadas. Las moléculas existen como complejos, es decir iones metálicos rodeados por moléculas que se les unen por enlaces de coordinación. Existe una estequiometría definida y no se trata de agua de humedad de la muestra. Un caso típico son las sales de Cu +2 que se rodean por 5 moléculas de agua formando un complejo que da coloración azul a las sales de cobre pentahidratadas. Un ejemplo concreto es el CuSO4 x 5 H2O, sulfato de cobre II pentahidrato.

La preparación de una solución acuosa de una sustancia hidratada no ofrece nuevas dificultades, el agua de hidratación pasará a formar parte del solvente que se agregará en la cantidad requerida hasta el enrase del matraz aforado. La masa de sustancia a pesar debe tomar en cuenta la masa del agua de hidratación y esto se consigue calculando el Peso Molecular Hidratado, como se indica en el ejemplo a continuación. La muestra debe ser pesada seca, sin humedad, pues como ya se ha expresado el agua de humedad no es el agua de hidratación.

LA CANTIDAD DE SOLUTO

Nunca es insistir demasiado en el trabajo con las ecuaciones de definición como expresiones algebraicas. En varias ocasiones ya hemos determinado la cantidad de moles de soluto que teóricamente debe tener una solución para cumplir los requisitos de Molaridad y Volumen de solución. Utilizamos la expresión:

n soluto = M * Vsolución(L) ; que se deriva de la definición de Molaridad.

Así también podríamos utilizar las fórmulas:

n soluto = m * MASA solvente (Kg) que se deriva de la definición de molalidad,

MASA soluto (g) = (% p/p * MASA solución (g)) / 100 que se deriva de la definición de % p/p etc.

Ejemplo:
De las ecuaciones anteriores, la más importante, por ser la de más corriente aparición es: n soluto = M * V solución (L); esta ecuación la encontraremos más adelante constituyendo parte fundamental en ecuaciones de procesos de dilución, evaporación de solvente, mezcla de soluciones y Titulación.

CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN POR VARIACIÓN DE LA CANTIDAD DE SOLVENTE

Se trata de operaciones de manejo de soluciones en que la cantidad de soluto permanece constante.

Cuándo a una solución se le agrega solvente, la concentración disminuye a otro valor, cuanto menor mientras mayor sea la cantidad de solvente agregado. El proceso se llama "dilución".

Si por el contrario, a una solución se le quita cierta cantidad de solvente, por evaporación, la concentración se incrementa proporcionalmente a la cantidad de solvente evaporado. La acción de aumentar la concentración por evaporación del solvente se llama "concentrar"

¿Cómo se obtiene la relación que describe estos procesos? Se expresa la cantidad de soluto al comienzo y también al final, como la cantidad de soluto se conserva se igualan las expresiones, apareciendo la relación que liga las concentraciones y las cantidades de solución, iniciales y finales.

M i * V i = M f * V f

Apliquemos la ecuación al siguiente ejemplo:

MEZCLA DE SOLUCIONES

Seguir las cantidades de soluto es también la clave para resolver problemas de mezcla de soluciones.

Ejemplo:

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN MÁS DILUIDA A PARTIR DE OTRA DE BAJA CONCENTRACIÓN.

Otra forma de preparar soluciones es por "dilución" de una más "concentrada". Se toma un determinado volumen de la solución más concentrada con una pipeta y se vacía en un matraz aforado de capacidad adecuada.

Nuevamente el cálculo se basa en el hecho que la cantidad de soluto es la misma, antes y después de diluir.