Bloque 2: Aspectos cuantitativos de la...

Bloque 2. Aspectos cuantitativos de la química Física y Química 1º Bachillerato (LOMCE)

Bloque 2:Aspectos cuantitativos de la química

1.- Teoría atómica de Dalton

1.1.- La materiaLlamaremos materia a todo aquello que ocupa un espacio.

La materia posee una serie de propiedades, que se pueden clasificar.

Según si nos sirven para diferenciar un tipo de materia de otra.• Propiedades generales son aquellas que presentan los cuerpos sin distinción y por tal

motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Masa, peso, volumen, la inercia... sonalgunas de estas propiedades.

• Propiedades características nos permiten distinguir una sustancia de otra. Ejemplos deestas propiedades son el color, la dureza, la forma...

Según el tipo de procesos en el que se ponen de manifiesto, tendremos:• Propiedades físicas son aquellas que muestran los cuerpos cuando no se altera su

composición. Ejemplo de estas propiedades: punto de ebullición y fusión, brillo, densidad,color, dureza...

• Propiedades químicas son aquellas que únicamente se ponen de manifiesto cuando unassustancias se transforman en otras. Por ejemplo: carácter oxidante o reductor, energía dereacción, entalpía...

Según si las propiedades varían con la cantidad de sustancia que tienen los cuerpos:• Propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia o del

tamaño de un cuerpo, por lo que el valor permanece inalterable al subdividir el sistemainicial. Ejemplos de estas propiedades son la densidad, el calor específico, temperatura...

• Propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la cantidad de sustancia o deltamaño de un cuerpo. Son propiedades extensivas el volumen, el peso, la cantidad desustancia...

La materia podemos clasificarla en:Sustancias puras. Un sustancia pura es cualquier clase de materia que presenta una composición yunas propiedades fijas en una porción cualquiera de la misma. Las sustancias puras pueden ser:

• Sustancia simple o elemento: cualquier sustancia pura que no se puede descomponer enotras sustancias más sencillas. Ejemplos: Sodio (Na), hidrógeno (H), oxígeno (O)...

• Compuesto: cualquier sustancia pura que está formada por dos o más elementoscombinados en una proporción fija, y que se pueden separar solamente por mediosquímicos. Ejemplos: Agua (H2O), amoniaco (NH3), ácido clorhídrico (HCl)...

Mezclas. Es la combinación de dos o más sustancias puras, sin proporción fija, cada una de lascuáles mantiene su propia composición y propiedades. Pueden ser separadas por procedimientosfísicos.

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Estudios J.Concha ( fundado en 2003) ESO , BACHILLERATO y UNIVERSIDAD Departamento de Bachillerato Física Química 1º Bachillerato Teoría Profesores Javier Concha y Ramiro Froilán

Sector Descubridores 41 y 44 Tres Cantos. 28760 Madrid Telf 91 8049567 www.estudiosjconcha.com [email protected]


Hay dos tipos de mezclas:• Mezcla homogénea o disolución: aquella que presenta unas propiedades y composición en

todas sus porciones. Ejemplos: el agua del mar, el aire...• Mezcla heterogénea: aquella en la que los componentes que la forman están físicamente

separados unos de otros, pudiéndose observar a simple vista o con un microscopio óptico.Ejemplos: granito, sangre...

La mayor parte de la materia se haya en forma de mezclas

1.2.- Métodos espectroscópicos para el análisis de sustanciasPara conocer la composición química de la materia, hay que llevar a cabo análisis químicos en ellaboratorio, tanto cuantitativos como cualitativos.Tradicionalmente estos procesos eran lentos y laboriosos, pues había que aislar los diferentescompuestos que constituían la materia para poder identificarlos.

En la actualidad, se usan método instrumentales rápidos y precisos para identificar las sustancias delas que está formada la materia: la espectroscopía. Entre los métodos espectroscópicos existentes,destacamos por su importancia dos de ellos.

a.- EspectrosfotometríaSabemos que la luz blanca estácompuesta por radiación de todaslas longitudes de onda posible. Eslo que se denomina el espectroelectromagnético (de la luz)Nuestro ojo solamente es capaz dedetectar una pequeña parte de esteespectro: la luz visible.

A final del siglo XIX se descubrió cuando la luz atraviesa una muestra de un elemento (en estado gaseoso a baja presión), en el espectro resultante faltan algunas frecuencias, que son absorbidas por la muestra. A este tipo de espectro se le conoce como espectro de absorción de un elemento.

El espectro de absorción de cada elemento es único.

La espectroscofotometría consiste en hacer pasar luz blanca por una muestra desconocida (en estadogaseoso), tal y como se muestra en la figura. El resultado será una serie de espectros de absorción que podremos comparar con los espectros deabsorción de los diferentes elementos. De esta manera sabremos qué elementos posee la muestra.

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b.- Espectroscopía de masas.Este procedimiento permite, gracias a la presencia de un ciclotrón1, separar los diferentes iones queaparecen en una muestra según su relación masa/carga. De esta manera podremos conocer laproporción de los diferentes isótopos2 de un mismo elemento que hay presentes en nuestra muestra.

1.3.- Leyes ponderalesLas leyes ponderales son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. A partir de estasleyes experimentales se pueden explicar la mayor parte de las combinaciones entre sustancias.Tres son las leyes ponderales: ley de la conservación de la masa, ley de las proporciones definidas yley de las proporciones múltiples

a- Ley de la conservación de la masa o ley de LavoisierEsta ley dice que, en cualquier reacción química, la masa de las sustancias existentes seconserva. O lo que es lo mismo, la suma de la masa de los reactivos será igual a la suma de la masade los productos. Fue enunciada por Lavoisier en 1774.

Esta ley, que para nosotros es obvia, no lo era tanto cuando Lavoisier la formuló. Esto es debido aque la mayor parte de las reacciones se producen en sistemas abiertos y al producirse gases, muydifíciles de detectar, recoger y pesar parece, aparentemente, que al producirse la reacción química sepierde o se gana masa.

Una observación. Esta ley, considerada universal durante un par de siglos, no es válida enreacciones atómicas, dado que en estas parte de la masa se transforma en energía según la famosaecuación de Einstein (E = m·c2). La masa y la energía son equivalentes, por lo que se conservanambas de manera conjunta.

b.- Ley de las proporciones definidas o ley de ProustLa ley de las proporciones definidas, enunciada por Proust en 1799, nos dice que cuando dos o máselementos se combinan entre sí para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en unaproporciones fija, con independencia de su estado o forma de obtención.

1 Instrumento que estudiaremos en la asignatura de física de 2º Bachillerato2 Recuerda que los isótopos son átomos del mismo elemento (y por tanto tienen el mismo número atómico) pero que

poseen diferente masa (tienen distitnto número másico). Al tener esta variación en la masa, la relación masa/carga varía, con lo que los isótopos quedan separados en el ciclotrón.

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Interpretemos esta ley con un ejemplo.Cuando se unen oxígeno e hidrógeno para formar agua (no agua oxigenada, que sería otrocompuesto distinto) siempre lo hacen en la misma proporción de masa: por cada 2 gramos dehidrógeno necesitaremos 16 gramos de oxígeno. Por lo tanto, si tengo 4 g de hidrógeno necesitaré32 g de oxígeno.

c.- Ley de las proporciones múltiples o ley de DaltonEsta ley, formulada por el químico inglés John Dalton en 1808, nos dice que cuando dos o máselementos se combinan para dar más de un compuesto, la masa de uno de ellos que se une auna masa fija del otro, tienen como relación números enteros y sencillos.Vamos a interpretar esta ley con un ejemplo. Cuando el oxígeno y el azufre se unen pueden dar lugar a tres compuestos distintos.

• En el primero de ellos, por 32 gramos de azufre necesitamos 16 gramos de oxígeno.• En el segundo, por 32 gramos de azufre necesitamos 32 gramos de oxígeno.• En el último, por 32 gramos de azufre necesitamos 48 gramos de oxígeno.

Fijémosnos en que en ambos compuestos hemos tomando una cantidad fija de azufre: 32 gramos, yhemos necesitado 16, 32 y 48 gramos de oxígeno. Si nos damos cuenta, las proporciones en las queestán las cantidades de oxígeno están en relación (división) numérica sencilla:

16g16g

=1 ;32g16g

=2 ;48g16g

=3

1.4.- Teoría atómica de DaltonDalton basa su teoría atómica en cinco postulados, que surgen a raíz de las leyes ponderales. Son:

• La materia está constituida por átomos, que son partículas indivisibles e indestructibles• Los átomos de un mismo elemento química son iguales en masa y propiedades.• Los átomos de distintos elementos químicos son diferentes en masa y propiedades.• Los compuestos están formados por combinaciones de distintos elementos químicos.• En las reacciones químicas, la masa permanece constante.

En el dibujo se muestra larepresentación simbólica queideó Dalton para los elementosy los compuestos conocidoshasta la época.

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Justificación de las leyes ponderales a partir de la teoría de Daltona) Ley de conservación de la masa (Lavoisier)Dado que los átomos son indivisibles e indestructibles, no pueden perder masa.Al combinarse con otros, lógicamente la masa se va a conservar (como Dalton recoge en uno de lospostulados de su teoría)

b) Ley de las propociones fijas (Proust) y ley de las proporciones múltiples (Dalton)

1.5.- Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac. Hipótesis de AvogadroHay una ley que la teoría de Dalton no era capaz de explicar. Fue postulada por el químico francésJoseph Gay-Lussac en 1808. Dice que cuando los gases se combinan para formar compuestosgaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y los volúmenes de los gases que seforman (todos ellos en las mismas condiciones de presión y temperatura) mantienen una relaciónde números sencillos.Pongamos un ejemplo. Cuando hacemos reaccionar hidrógeno y nitrógeno gaseosos para produciramoniaco, también gaseoso, encontramos que la relación que hay entre los volúmenes de loscompuestos es que por un litro de nitrógeno reacciona con tres litros de hidrógeno obteniendo doslitros de amoniaco. Como puede verse, la relación numérica es muy sencilla (1, 3, 2).

El italiano Amadeo Avogadro, en 1811, dio la clave para interpretar esta ley. Volúmenes iguales gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura,poseen el mismo número de partículas. Es la conocida como hipótesis de Avogadro.

Dado que un litro de cualquier gas en idénticas condiciones depresión y temperatura, tiene el mismo número de partículas (N partículas por litro, por ejemplo), el problema se reduce a unainterpretación de la ley de Proust.En el caso del amoniaco, 3 litros de hidrógeno tendrán 3Npartículas de hidrógeno; 1 litros de nitrógeno tendrán Npartículas de nitrógeno; y 2 litros de amoniaco tendrán 2Npartículas de amoniaco.O lo que es lo mismo: cada tres partículas de hidrógeno reaccionan con 1 partícula de nitrógeno y nos proporcionan dos partículas de amoniaco. Los tres tipos de partículas (gaseosas) ocupan el mismo espacio

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2.- El mol

2.1.- Definiciones previasFórmula química. La fórmula química de una sustancia representa los elementos que la contienen,así como la relación en la que se encuentran los átomos de dichos elementos.

Por ejemplo. La fórmula de hidrógenocarbonato de sodio (el antiguo bicarbonato sódico) es:NaHCO3

lo que me indica que cada molécula de hidrógeno carbonato de sodio contiene:• un átomo sodio (Na)• un átomo de hidrógeno (H)• un átomo de carbono (C)• tres átomos de oxígeno (O)

La masa atómica de un elemento es la masa de una molécula de dicho elemento.

Lógicamente, la masa de un átomo no la vamos a medir en kilogramos3 Hemos de tomar una unidadmás pequeña.En un primer momento se pensó en tomar como patrón al oxígeno. Luego al hidrógeno.Actualmente se toma como referencia un tipo de átomo de carbono: el carbono 12.

Definimos unidad de masa atómica (u) como la doceava parte de la masa del isótopo carbono-12.Con esta definición, el hidrógeno tiene una masa de 1,008 u, el oxígeno 15,999 u... Las masas atómicas de los distintos elementos las encontramos en la tabla periódica.

La masa molecular es la suma de las masas de cada uno de los átomos que forma la molécula.

2.2.- Concepto de molDefinimos mol como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas,iones...) como las que hay en 0,0012 kg (12g) de carbono-12.Este número de partículas es conocido como Número de Avogadro, y su valor es 6,022·1023.

Por lo tanto, un mol de cualquier sustancia contiene 6,022·10 23 partículas (átomos o moléculas)de dicha sustancia.

Otra manera de definir el mol, más práctica, es: mol de átomos (moléculas) es la cantidad de unátomos (moléculas)... equivalente a la que representa su masa atómica (molecular), expresada engramos.

Según esto último, definimos masa molar (peso molecular) como la masa de un mol de sustancia.

3 Recordad que la unidad de masa en el SI es el kilogramo, no el gramo. El gramo es un submúltiplo del kilogramo, y no al revés.

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Todo esto implica que, con el ejemplo del hidrógenocarbonato de sodio:• 1 mol de NaHCO3 contiene 6,022·1023 moléculas de NaHCO3

• Dado que el peso molecular del NaHCO3 es 84 tendremos que 1 mol de NaHCO3 pesará 84gramos. En estos 84 gramos habrá, lógicamente 6,022·1023 moléculas de NaHCO3.

• Como cada molécula de NaHCO3 tiene un átomo de sodio, uno de hidrógeno, uno decarbono y tres de oxígeno, en 6,022·1023 moléculas de NaHCO3 (1 mol de moléculas) habrá6,022·1023átomos (1 mol de átomos) de sodio, 6,022·1023átomos (1 mol de átomos) dehidrógeno, 6,022·1023átomos (1 mol de átomos) de carbono y 3·6,022·1023átomos (3 molesde átomos) de oxígeno.

• Sabemos que 1 mol de un átomo pesa, en gramos, lo mismo que su peso atómico. Por lotanto, en 1 mol de NaHCO3 (que son 84 gramos de este compuesto) habrá 23 g de sodio(1 mol átomos de sodio), 1 gramo de hidrógeno (1 mol de átomos), 12 gramos de carbono(1 mol de átomos) y 3·16 gramos de oxígeno (3 moles de átomos).

Para calcula el número de moles (n) en una determinada masa de sustancia recurrimos a:

n=mpm

=masa de la sustancia

pesomolecular de la sustacia(1)

2.3.- Otras definiciones de importanciaLa composición centesimal de un compuesto indica el porcentaje de cada elemento dentro delcompuesto.La fórmula empírica de un compuesto es aquella que indica la relación más sencilla en que estáncombinados los átomos de cada uno de los elementos.La fórmula molecular expresa el número real de átomos de cada clase que forma la molécula de uncompuesto.

3.- Leyes de los gases.Tres son las leyes que rigen los gases ideales4, más una última que es resumen y síntesis de las tres.Fueron formuladas, de manera empírica, entre los siglos XVII a XIX Robert Boyle, Jacques Charlesy Louis Gay-Lussac.

3.1.- Ley de BoyleEn 1662, Boyle demostró que en un sistema cerrado y en un proceso isotermo5, el volumen queocupa una cantidad de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gassobre las paredes que lo contiene.Matemáticamente se expresa como sigue:

Si T =cte → V=k ·1p

(2)

que es la ecuación de una hipérbole , y donde k es constante paraun mismo gas en una misma situación.

4 Llamamos gas ideal a todo gas en el que las que lo componen no interaccionan entre ellas. Lógicamente, concepto de gas ideal es una idealización. Pero nos sirve para, en una primera aproximación, estudiar los gases, sobre todo si las presiones y temperaturas no son excesivamente elevadas.

5 Un proceso es isotermo si durante el mismo se mantiene constante la temperatura.

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La ley de Boyle se puede expresar también como Si T =cte → V · p=k (3)

o lo que es lo mismo si consideramos un mismo gas en doscondiciones diferentes:

Si T =cte → V 1 · p1=V 2· p2 (4)

donde V1, V2 es el volumen del gas en las situaciones 1 y 2,y p1, p2 es la presión del gas en estas misma situaciones.

Medida de la presiónVamos a hacer un inciso para comentar las distintas unidades de medida de presión. No las vamos ademostrar, pero es necesario saberlas.

Lo primero que tenemos que comentar es que la presión se define como la fuerza por unidad desuperficie. O lo que es lo mismo:

P=FS

(5)

Su unidad, en el sistema internacional se denomina Pascal (Pa), que es:

[P]=[FS

]=Nm²

=Pa (6)

Es decir, definiremos Pascal como la presión que ejerce una fuerza de un Newton sobre unasuperficie de un metro cuadrado.

Pero hay otras maneras de medir la presión más comunes y usadas en estos casos. • La atmósfera (atm) que tiene una equivalencia con los pascales de: 1 atm = 1,013·105 Pa• Los milímetros de mercurio (mmHg)6 que tienen una equivalencia con las atmósferas de:

1 atm = 760 mmHg

Resumiendo: 1 atm = 760 mmHg = 1,013·105 Pa

3.2.- Ley de CharlesEn 1787, Charles llegó a la conclusión que en sistemas cerrados y procesos isobáricos7 elvolumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Matemáticamente se expresa como sigue:Si p=cte → V=k ' ·T (7)

que es la ecuación de una recta, donde k' es constante para un mismo gas en una misma situación8.

6 Importante: Para pasar de milímetros de mercurio a atmósferas, bastará con dividir por 760 mmHg/atm 7 Un proceso es isobárico o isóbaro si durante el mismo se mantiene constante la presión.8 Nótese que k' es la pendiente de la recta.

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La ley de Charles se puede expresar también como

Si p=cte → VT

=k ' (8)

o lo que es lo mismo si consideramos un mismo gas en dos condicionesdiferentes:

Si p=cte → V 1

T 1

=V 2

T 2(9)

donde V1, V2 es el volumen del gas en las situaciones 1 y 2, y T1, T2 es latemperatura del gas en estas misma situaciones.

Medida de la temperaturaHemos comentado que en los procesos isobáricos, el volumen de un gas es directamenteproporcional a la temperatura absoluta.

En el sistema internacional, la unidad fundamental de temperatura no es el grado centígrado (oCelsius), sino el Kelvin.Las dos unidades son equivalentes salvo en un factor: 2739

Así, la conversión de una escala de temperaturas a la otra se realiza de con una simple suma:T (K) = t (ºC) + 273

¿Por qué esta nueva escala de temperatura?Esta escala se debe a que el cero de la escala Kelvin es el cero absoluto de temperatura. Es decir,no se puede bajar de la temperatura de 0 K = - 273,15 ºC.

Más adelante veremos el significado físico de esta imposibilidad de bajar de esta temperatura.

3.3.- Ley de Gay-LussacEn 1787, Gay-Lussac llegó a la conclusión que en sistemas cerrados y procesos isócoro10 lapresión de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Matemáticamente se expresa como sigue:Si V =cte → p=k ' ' · T (10)

que es la ecuación de una recta, donde k'' es constante para un mismo gas en una misma situación11.

La ley de Gay-Lussac se puede expresar también como

Si V =cte → pT

=k ' ' (11)

9 Realmente el valor es 273,15, pero redondearemos a 273.10 Un proceso es isócoro si durante el mismo se mantiene constante el volumen.11 Nótese que, nuevamente, k'' es la pendiente de la recta.

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o lo que es lo mismo si consideramos un mismo gas en doscondiciones diferentes:

Si V =cte → p1

T 1

=p2

T 2(12)

donde p1, p2 es el volumen del gas en las situaciones 1 y 2, y T1,T2 es la temperatura del gas en estas misma situaciones.

3.4.- Ley de los gases ideales

Supongamos una cantidad de un gas encerrado en un recipiente de volumen V1, que se encuentra auna presión p1 y a una temperatura T1 en un momento determinado. Se produce una compresiónisotérmica hasta llegar a un estado con presión p1 y volumen V'. Podemos aplicar la ley de Boyle:

p1 ·V 1= p2 ·V ' → V '=p1 ·V 1

p2(13)

Si luego se produce una expansión isobárica en la que llegamos a un estado con temperatura T2 yvolumen V2, aplicando la ley de Charles obtenemos que:

V 'T 1

=V 2

T 2→ V '=

V 2 ·T 1

T 2(14)

Si igualamos las expresiones (13) y (14):p1 ·V 1

p2

=V 2 · T 1

T 2

→p1 ·V 1

T 1

=V 2 · p2

T 2(15)

O lo que es lo mismo, para cualquier proceso en un gas se cumple que:p · VT

=cte (16)

Vamos a ver qué constante es la que nos sale en la expresión (16)

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Cuando la cantidad de gas que tenemos es de 1 mol (de cualquier tipo de gas), la constante que seobtiene se denomina constante molar de los gases (R) y tiene el siguiente valor, en sus distintasunidades:

R=0,082atm ·l

mol · K; R=1,99

calmol · K

; R=8,31Pa· m³mol · K

=8,31J

mol · K(17)

Si consideramos un número cualquiera de moles (n), la ecuación de los gases ideales queda como:p · VT

=n · R (18)

Expresado de otro modo:p ·V =n · R·T (19)

a.- Volumen molar de un gas en condiciones normalesNótese que en condiciones normales12 de presión y temperatura (T = 273 K = 0ºC y p = 1 atm) unmol de cualquier gas ideal ocupa, despejando en (2)

V=n· R ·T

p=

1mol ·0,082atm · lmol · K

· 273 K

1atm=22,4 l

(20)

b- Cálculo de pesos moleculares de gases usando la ecuación de los gases perfectosOtro resultado importante lo obtendremos haciendo uso de la expresión (1) en la ecuación de losgases ideales (19)

p · V =n · R· T =mpm

· R · T (21)

Despejando en esta ecuación (21) el peso molecular

pm=m · R· T

p ·V=

m· R ·TV · p

=mV

·R ·T

p=ρ·

R· Tp

(22)

Obtenemos que es fácil de calcular el peso molecular de un gas conociendo su masa, junto con latemperatura al que se encuentra, el volumen que ocupa y la presión que presenta. También, como se observa en el desarrollo, puede expresarse en función de la densidad del gas (ρ)

3.5.- Ley de Dalton de las presiones parcialesDalton enuncia en 1801 su ley de las presiones parciales, que dice:

En una mezcla de gases, cada gas ejerce una presiónparcial igual a la que ejercería si él solo ocupara todo elvolumen a la misma temperatura. La presión total de lamezcla coincide con la suma de las presiones parciales detodos los gases que la componen.

12 No confundir con condiciones estándar, que son T = 298 K = 25 ºC y p = 1 atm

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Tengamos un n1 moles de un gas en un volumen V y a una temperatura T. La presión, p1, queejercerá sobre las paredes del recipiente, despejando (19) es:

p1=n1 ·R ·T

V(23a)

Tengamos un n2 moles de un segundo gas en un volumen V y a una temperatura T, iguales a las delprimero. La presión, p2, que ejercerá sobre las paredes del recipiente, despejando (19) es:

p2=n2 · R ·T

V(23b)

Si ahora juntamos ambos gases, de manera que volumen y temperatura no varíen. ¿Qué presióntendremos? Según la ley de los gases ideales, sería:

pT=nT · R ·T

V(23c)

donde pT es la presión total y nT es el número total de moles de gas.Según la ley de Dalton, sería la suma de las presiones de los dos gases; es decir, 23a+23b

pT=p1+ p2=n1 ·R ·T

V+

n2· R ·TV

=(n1+n2)· R ·T

V=

nT · R·TV

que como esperábamos, es exactamente igual a la expresión (23c).

4.- DisolucionesUna disolución es una mezcla homogénea de sustancias puras.

Las disoluciones constan de dos partes:• Soluto/s: son la/s sustancia/s que se encuentran en menor proporción en la disolución.

Decimos que los solutos están disueltos en la disolución.• Disolvente: es la sustancia que está en mayor proporción en la disolución13 y, por tanto, el

medio en el que se disuelven los solutos.Es importante comentar que en las disoluciones los solutos disueltos no sedimentan.

Aunque dependiendo del tipo de solutos y disolventes se pueden tener diferentes tipos dedisoluciones, nosotros partir de este momento nos vamos a dedicar a las disoluciones máscorrientes: las disoluciones acuosas, es decir, aquellas que tienen por disolvente al agua.

4.1.- Concentración de una disolución. Se denomina concentración de una disolución a la cantidad de soluto que está disuelva en unadeterminada cantidad de disolución.

Desde un punto de vista cualitativo podemos decir que una concentración es:• Saturada: cuando no es posible disolver más soluto en una determinada cantidad de

disolvente a una temperatura concreta.

13 El agua siempre se considera el disolvente, aunque en algunos casos esté en menor proporción que los solutos.

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• Concentrada: cuando la cantidad de soluto, disuelto en una determinada cantidad dedisolvente a una temperatura concreta, se acerca a la saturación.

• Diluida: cuando la cantidad de soluto es muy pequeña comparada con la cantidad de solutomáxima que podría disolver.

Desde un punto de vista cuantitativo hay varias maneras de expresar la concentración. Las másimportantes son:

Porcentaje en masa (% en masa)Es la cantidad de soluto (en masa) que existe por cada 100 unidades de masa de disolución.

% masa=masa soluto

masa disolución· 100 (24)

Porcentaje en volumen (% en volumen)Es la cantidad de soluto (en volumen) que existe por cada 100 unidades de volumen de disolución.

% volumen=volumen soluto

volumen disolución·100 (25)

Masa de soluto por volumen de disoluciónEs la masa de soluto (en gramos) existente en un litro de disolución.

gl=

masa de soluto(g)

volumen(l)disolución(26)

Fracción molar (Xi)Es la relación entre el número de moles de un compuesto y el número de moles totales de ladisolución (el tanto por uno).

X i=ni

nTotal

=número de moles de solutonúmero de moles totales

(27)

Se puede calcular la fracción molar de todos los compuestos de una disolución (solutos ydisolvente). Además, la suma de todas las fracciones molares de los compuestos de una mismadisolución siempre debe de dar la unidad

MOLARIDAD (M)Es la manera más habitual de medir la concentración. Nos indica la cantidad de moles de soluto quehay en cada litro de disolución.

M =nV

=moles de soluto

litros de disolución(28)

El resultado se suele expresar como moles/litro o molar (M).

Molalidad (m)Nos indica la cantidad de moles de soluto que hay en cada kilogramo de disolvente.

m=n

mdisolvente

=moles de solutokg de disolvente (29)

El resultado se suele expresar como moles/kilo o molal (m).

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4.2.- Propiedades coligativas de las disoluciones.Cuando añadimos un soluto a un disolvente modificaremos, como es lógico, las propiedades dedicho disolvente. Además, dependiendo del soluto que añadamos, modificaremos las propiedades deuna manera o de otra.

Cuando la cantidad de soluto es muy pequeña, las propiedades del disolvente cambiarán poco. Deecho, en un grupo de propiedades (las llamadas propiedades coligativas), la variación de dichaspropiedades no depende del tipo de soluto que se añada, sino únicamente de su concentración. Estaspropiedades son cuatro: la presión de vapor, el punto de ebullición, el punto de solidificación yla presión osmótica.

a.- Variación de la presión de vaporDefinimos en tema anterior presión de vapor de un gas que se encuentra en equilibrio dinámicocon un líquido a una determinada temperatura como la presión que ejerce el gas sobre el líquido.

Cuando se disuelve un soluto no volátil14 (en poca cantidad) la presión de vapor de la disoluciónserá inferior al del disolvente puro. El descenso es igual a la presión del vapor del compuesto puropor la fracción molar del soluto. Matemáticamente se expresa por la ley de Rault:

Δ p= p0− p'= p0 · X s (30)

donde Δp es la variación de la presión de vapor, p0 es la presión de vapor del disolvente puro, p' esla presión de vapor de la disolución y XS es la fracción molar del soluto.

b.- Variación del punto de solidificación o congelaciónCuando se disuelve un soluto no volátil (en poca cantidad) el punto de la disolución será inferior aldel disolvente puro. Este descenso es directamente proporcional la molalidad del soluto en ladisolución. Matemáticamente puede expresarse como:

Δ tc=tc−t '=K c · m (31)

donde Δt es la variación de la temperatura de congelación (descenso crioscópico), tc es latemperatura a la que se congela el disolvente, t' es la temperatura a la que se congela la disolución,m es la molalidad del soluto y Kc es la llamada constate crioscópica (molal).

c.- Variación del punto de ebulliciónCuando se disuelve un soluto no volátil (en poca cantidad) el punto de ebullición de la disoluciónserá superior al del disolvente puro. Este aumento es directamente proporcional la molalidad delsoluto en la disolución. Matemáticamente puede expersarse como:

Δ te=t '−te=K e · m (32)

donde Δt es la variación de la temperatura de ebullición (aumento ebulloscópico), te es latemperatura a la que se evapora el disolvente, t' es la temperatura a la que se evapora la disolución,m es la molalidad del soluto y Ke es la llamada constate ebulloscópica (molal).

14 Una sustancia es volátil a una determinada temperatura si parte de la misma pasa a estado gaseoso de manera espontánea a dicha temperatura

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d.- Ósmosis. Variación de la presión osmóticaCuando enfrentamos dos disoluciones de distinta concentración,separadas por una membrana semipermeable15, se produce el pasode disolvente desde la disolución menos concentrada a la másconcentrada, hasta que ambas disoluciones quedan igualadas enconcentración. A este fenómeno se le conoce como ósmosis.

Este fenómeno es fundamental en muchos procesos biológicossomo la absorción del agua por parte de las raíces de las plantas,los intercambios celulares con el medio...

Definimos presión osmótica (π) como la presión que habrá que ejercer sobre una disolución paraimpedir el proceso de ósmosis.

Van`t Hoff (en 1885) llegó a la conclusión de que la presión osmótica, en disoluciones diluidas, secomportaba de la misma manera que los gases ideales. O lo que es lo mismo, que se regía por lasiguiente ecuanción:

π ·V =n · R ·T (33)

donde π es la presión osmótica, V es el volumen de la disolución, n es el número de moles de soluto,T la temperatura y R la constante de los gases ideales.

La expresión (17) podemos escribirla de la siguiente forma:

π=n· R· T

V=M · R ·T (34)

donde M = n/V es la molaridad de la disolución.

15 Una membrana semipermeable es aquella que deja pasar solamente partículas muy pequeñas, como las moléculas deagua.

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