Soluciones y Sus Propiedades- Ph y Poh
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1-Características de las soluciones 2- Concepto de pH 3-Concentraciones en unidades físicas y químicas. Compilado por la Ing. Claudia Herrera H.
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1-Características de las soluciones
2- Concepto de pH3-Concentraciones en
unidades físicas y químicas.
Compilado por la Ing. Claudia Herrera H.
Definición de Solución:
Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente.
Características de las Soluciones:
Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :
1- Son mezclas homogéneas . 2- Sus propiedades físicas dependen de su concentración. 3- Su composición química es variable. 4- Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc. 5- Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro. Por ejemplo, la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición o disminuye su punto de congelación.
Soluciones con diferentes tipos de soluto
SOLUCIÓN
DISOLVENTE
SOLUTO EJEMPLOS
Gaseosa Gas Gas Aire
Líquida Líquido Líquido Alcohol en agua
Líquida Líquido Gas O2 en H2O
Líquida Líquido Sólido NaCl en H2O
Sólida Sólido Sólido Zn en Sn(latón)
Sólida Sólido Gas H en Paladio
Sólida Sólido Líquido Hg en Plata
Concepto clave: SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto
que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.
Factores que afectan la solubilidad:a) Superficie de contacto: La interacción
soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución.
c) Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional.
PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES
Las propiedades de las soluciones se clasifican en dos grupos:
1.-Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza o características de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.
2.- Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las cuales son:
a- Descenso en la presión de vapor del solvente,b- Aumento del punto de ebullición,c- Disminución del punto de congelación,d- Presión osmótica.
Concentraciones Cualitativas de las soluciones
1- Solución No Saturada o Diluida: Soluto y solvente no están en equilibrio (admite más cantidad de soluto)
2- Solución Saturada: Soluto y solvente están en equilibrio.
3- Solución Sobresaturada: solución inestable,
ya que presenta disuelto más soluto que el
permitido para la temperatura dada.
Concentraciones Cuantitativas de las soluciones
UNIDADES FÍSICAS: No se tiene en cuenta la naturaleza
del soluto.a) Porcentaje peso a peso (%P/P):
b) Porcentaje peso a volumen (%P/V):
c) Porcentaje volumen a volumen (%V/V):
Definiciones de Ácidos y BasesDefiniciones de Svante Arrhenius:- Ácido: Sustancia que en solución acuosaproduce iones H+ .- Base: Sustancia que en solución acuosa produce iones OH- .
Definiciones de Bronsted- Lowry:
- Ácido: sustancia que libera iones H+ - Base: sustancia que acepta iones H+
Ejemplos de ácidos de Brønsted y Lowry: HCl, HNO3,H3PO4.
Definiciones de Gilbert Lewis
- Ácido:Sustancia que acepta un par de electrones y se llama electrófilo.- Base: Sustancia que cede un par de electrones y se llama nucleófilo.Ejemplos de: Ácidos de Lewis: AlCl3, CO2, SO3 , BF3.
Bases de Lewis: NH3, CH3NH2(metilamina),
(CH3)2NH (dimetilamina) y la (CH3)3N
(trimetilamina)
Clasificación de los ácidos y las bases por su conductividad.
Ácido fuerte: Sustancia que en solución acuosa pierde
fácilmente su protón. Ejem. HCl, H2SO4
Ácido débil: Sustancia que en solución acuosa pierde con dificultad su protón, no se disocia fácilmente.Ejem. CH3COOH, H2CO3
Base fuerte: Aquella que
en solución acuosa se disocia fácilmente.Ejem.: NaOH, KOH.
Base débil: Aquella que en solución acuosa no se disocia fácilmente.
Ejem.: NH3, CH3-NH2
Ionización del agua H2O + H2O H+ + OH-
agua molecular protones hidratados + iones hidroxilo
Esta disociación es muy débil en el agua pura y su constante se obtiene a partir de:
KH2O = [H+ ][OH- ] [H2O]2
La Cte. Iónica del agua a 25°C es KH2O= 3,24 x 10-18 y sabiendo que en 1L de agua hay, [H2O] = 55.55 moles/L, tenemos que:
Kw =KH2O [H2O]2 = [H+ ][OH- ] = 1 x 10-14 moles2/L2
Donde Kw se conoce como el PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA
Concepto de pH
El pH es una medida de la acidez o basicidad de una disolución o sustancia.
El pH de una disolución o una sustancia es un valor numérico comprendido entre 0 y 14.
El pH es la concentración de iones o cationes hidrógeno [H+], presentes en una determinada disolución o sustancia. A partir del valor y representación de Kw se desarrollael concepto de pH, Kw = [H+ ][OH- ] = 1 x 10-14 moles2/L2
cuando se asume que : [H+] = [OH- ] = X X2 = 1 x 10-14 mol2/L2
De tal forma que X = 1 x 10-7 mol/L [H+] = [OH- ] = 1 x 10-7 moles/L
Para simplificar el manejo de magnitudes exponenciales el químico alemán Sorensen, estableció el concepto de pH
como el logaritmo de la concentración de iones H+, con el signo cambiado:
Según ésto: pH =- log[H+] =-log[1 x 10-7]= 7, Se concluye que:
Una solución neutra tiene pH = 7 Una solución ácida tiene pH < 7 Una solución básica tiene pH >7 Existen también los llamados sistemas tampón o buffer, que mantienen el pH constante, ya que los organismos vivos nosoportan variaciones del pH mayores de unas décimas de unidad.
Los sistemas tampón consisten en un par ácido-base conjugada que
actúancomo dador y aceptor de protones respectivamente.
Ejemplo de solución Buffer: CH3COOH + CH3COONa
El pH y pOH Análogamente, se define pOH como el logaritmo de la
concentración de iones OH-, con el signo cambiado:
Se puede establecer la siguiente relación entre el pH y el pOH. partiendo de la expresión del producto iónico del agua (Kw): tomando logaritmos:
y cambiando de signos se obtiene que:
o, lo que es lo mismo,
Escala de pH
Ecuaciones importantes para hacer cálculos con el concepto de pH
Ejemplos de cálculos con pH
1- Se tiene una solución 0,02M de HCl, Calcular: a) pH, b) pOH , c) Concentración de OH-
a) [H+] = 0,02M, pH = -log [H+]= -log[0,02M] =b) pH + pOH = 14, pOH= 14 – pH =
c) pOH= -log[OH-], [OH-] = 10-pOH
2- Una solución de NaOH 0,1N, se utiliza para realizar una titulación ácido-base.
Calcular: a) pOH , b) pH, c) [H+]a) [OH-]=0,1N pOH= -log[OH-]= -log[0,1N]=b) pH= 14 – pOH pH = 14 - =c) pH=-log[H+] [H+] = 10-pH
Concentraciones Cuantitativas de las soluciones
UNIDADES QUÍMICAS: Se tiene en cuenta la
naturaleza del solutoa) Molaridad ( M ):
b) Normalidad (N):
c) Molalidad (m):
Cálculo del peso equivalente-gramo
El peso equivalente de un compuesto se calcula
dividiendo el peso molecular del compuesto por su
carga total (valor absoluto) sea positiva o negativa.
Diluciones
Se trata de obtener soluciones con concentraciones menores que las de partida, es decir, se disminuye la cantidad de soluto o se aumenta la cantidad de solvente.RELACIÓN DE DILUCIÓN: V1C1 = V2C2
Donde: V1, es el volumen a tomar de la soln. inicial (ml)C1, es la concentración de partida o inicial (M,N,etc)V2, es el volumen que se va a preparar de soln. C2, es la concentración final a preparar (M,N,etc)
Cálculo de la concentración inicial (C1) cuando el reactivo es un líquido.
C1 = % x d x 10__ = Molaridad Peso molecular
C1 = % x d x 10___= Normalidad Peso equivalente Donde:C1 : Concentración del reactivo inicial o de
partida% : pureza del reactivo (en la etiqueta)d : densidad del reactivo (g/ml) (en la etiqueta)10 : factor dimensional (sin unidades)
