Disoluciones

Una disolución es una mezcla homogénea compuesta por un disolvente (componente que está en mayor proporción) y uno o varios solutos (sustancias en menor propoción, disueltas en el disolvente).

Concentración

Es una medida de la cantidad de soluto en una cantidad dada de disolvente.

Porcentaje en masa

Se define como la masa en gramos de soluto que hay por cada 100 g de disolución:

$$ c = \frac{m_\text{soluto}}{m_\text{disolución}}\cdot 100 $$

Porcentaje en volumen

$$ c = \frac{V_\text{soluto}}{V_\text{disolución}}\cdot 100 $$

Concentración en masa

$$ c = \frac{m_\text{soluto}}{V_\text{disolución}} $$

Suele expresarse en g/L.

Molaridad

$$ M = \frac{\text{cantidad de soluto (moles)}}{\text{volumen de disolución}} $$

Suele expresarse en mol/L, en cuyo caso se dice molar (M).

Molalidad

$$ m = \frac{\text{cantidad de soluto (moles)}}{\text{masa de disolvente}} $$

En el SI se expresa en mol/kg, en cuyo caso se dice molal (m).

Fracción molar

\begin{gather*} \chi_\mathrm s = \frac{\text{cantidad de soluto (moles)}}{\text{cantidad total (moles)}} = \frac{n_\mathrm s}{n_\mathrm s + n_\mathrm d} \\ \chi_\mathrm d = \frac{n_\mathrm d}{n_\mathrm s + n_\mathrm d} \\ \chi_\mathrm s + \chi_\mathrm d = 1 \end{gather*}

Es una magnitud adimensional (mol/mol).

Solubilidad

Es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse a una temperatura dada en un disolvente. Se suele expresar en gramos de soluto por cada 100 mL de disolvente.

Saturación y sobresaturación

Una disolución saturada es aquella en la que ya no se puede disolver más soluto, a una temperaturada dada. La sobresaturación ocurre cuando la concentración de soluto excede el límite de solubilidad, típicamente a altas temperaturas, dando lugar a un estado metaestable que encontrará el equilibrio precipitando el exceso de soluto.

Solubilidad y temperatura

Sólidos en agua

La solubilidad de muchas sales (sólidas) disueltas en agua aumenta con la temperatura. Algunas, como el Ce₂(SO₄)₃, se vuelven menos solubles al aumentar la temperatura, debido a que su disolución en agua es exotérmica.

Gases en agua

La solubilidad suele disminuir al aumentar la temperatura.

Gases en disolventes orgánicos

La solubilidad suele aumentar con la temperatura.

Solubilidad y presión

La solubilidad de los gases aumenta al aumentar la presión externa.

Preparación de disoluciones

Es una práctica común en los laboratorios preparar una disolución o bien directamente a partir de sus constituyentes o bien diluyendo una disolución comercial más concentrada. A grandes rasgos, en el primer caso debemos medir la cantidad necesaria de soluto, mientras que en el segundo debemos añadir disolvente.

Midiendo la cantidad necesaria de soluto

Para solutos sólidos disueltos en disolventes líquidos, pesamos la masa necesaria con ayuda de una balanza y los diluimos hasta el volumen deseado. En el caso de que el soluto sea líquido, en vez de pesar su masa, tomamos el volumen necesario con ayuda por ejemplo de una pipeta.

Dilución de disoluciones

Es el proceso mediante el cual se disminuye la concentración de una disolución, típicamente añadiendo más disolvente (aumentando el volumen total). Se cumple que: $$ c_0V_0 = cV, $$

donde $c$ representa concentración, $V$ volumen de disolución y el subíndice 0 hace referencia a la disolución inicial. En el laboratorio, es habitual tener que obtener una disolución de menor concentración a partir de una disolución comercial más concentrada. Dada la densidad, $d_0$, y la riqueza (concentración), $c_0$, de la disolución comercial, podemos calcular el volumen de disolución comercial, $V_0$, necesario para obtener un volumen $V>V_0$ de disolución diluida con una concentración $c<c_0$:

1. Obtenemos la cantidad de soluto necesaria a partir del volumen, $V$, y de la concentración, $c$, de la disolución deseada. Suponiendo $c$ expresada como molaridad: $$ c = \frac{n_\mathrm s}{V} \rightarrow n_\mathrm s = c\cdot V \rightarrow m_\mathrm s = n_\mathrm s\cdot M_\mathrm s\text{ (masa molar del soluto)} $$
2. Obtenemos la cantidad de disolución comercial necesaria a partir de la riqueza, $c_0$. Suponiendo la riqueza expresada en porcentaje en masa: $$ c_0 = \frac{m_\mathrm s}{m_0}\cdot 100 \rightarrow m_0 = \frac{m_\mathrm s}{c_0}\cdot 100 $$
3. Obtenemos el volumen de disolución comercial necesario, $V_0$, a partir de la densidad de la disolución comercial, $d_0$: $$ d_0 = \frac{m_0}{V_0} \rightarrow V_0 = \frac{m_0}{d_0} $$

En el caso de querer aumentar la concentración de una disolución, podemos:

• Añadir más soluto puro.
• Mezclar con otra disolución del mismo soluto pero más concentrada.
• Eliminar disolvente por, por ejemplo, evaporación.

Propiedades coligativas

Propiedades que dependen únicamente de la concentración de soluto, y no de su naturaleza.

Disminución relativa de la presión de vapor: ley de Raoult

Se define la presión de vapor como la presión ejercida por un vapor en equilibrio termodinámico con sus fases condensadas (líquida o sólida) a una temperatura determinada en un sistema cerrado. En 1887, el químico francés François-Marie Raoult propone que la presión parcial de cada componente de una disolución ideal de líquidos, $p$, es igual a la presión de vapor del componente puro, $p^0$, multiplicada por su fracción molar, $\chi$.

En consecuencia, la disminución relativa de la presión de vapor de una disolución diluida de un soluto no volátil es igual a la fracción molar del soluto en la disolución: $$ \Delta p = p^0-p = p^0\chi $$

Descenso crioscópico

Se trata de un descenso de la temperatura a la que se congela una sustancia, $T_\mathrm c$, provocado por la adición de una cantidad menor de otra sustancia no volátil. Para disoluciones diluidas con solutos que no se disocian (no electrolitos), tenemos: $$ \Delta T_\mathrm c = K_\mathrm c \cdot m, $$

donde $\Delta T_\mathrm c = T_\mathrm c^0-T_\mathrm c$ es la disminución del punto de congelación, $K_\mathrm c$ es la constante crioscópica (característica de cada disolvente) y $m$ es la molalidad (mol/kg).

Ascenso ebulloscópico

Describe el fenómeno por el cual el punto de ebullición, $T_\mathrm e$, de un líquido (un disolvente) es más alto cuando se añade otro compuesto (soluto) no volátil. Para disoluciones diluidas con solutos que no se disocian (no electrolitos), tenemos: $$ \Delta T_\mathrm e = K_\mathrm e \cdot m, $$

donde $\Delta T_\mathrm e = T_\mathrm e-T_\mathrm e^0$ es el aumento del punto de ebullición, $K_\mathrm e$ es la constante ebulloscópica (característica de cada disolvente) y $m$ es la molalidad (mol/kg).

Presión osmótica

La presión osmótica de una disolución, $\Pi$, es la diferencia de presión entre la disolución y el disolvente puro cuando ambos están en equilibrio a través de una membrana semipermeable, que permite el paso de moléculas del disolvente pero no del soluto. Las leyes que gobiernan la osmosis fueron descubiertas por Pfeffer y van ’t Hoff:

1. La presión osmótica de una disolución a temperatura constante es directamente proporcional a su concentración.
2. La presión osmótica de una disolución es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Para una disolución ideal, se cumple (análogo a los gases ideales): $$ \Pi V = nRT $$

En función de la molaridad, $M = n/V$: $$ \Pi = \frac{nRT}{V} = MRT $$