Dilución
de soluciones y solución stock
Para
diluir una solución es preciso agregar más % de disolvente a dicha solución y
éste procedimiento nos da por resultado la dilución de la solución, y por lo
tanto el volumen y concentración cambian, aunque el soluto no.
Una
solución stock es la cual a partir de ella se puede hacer una disolución:
Solución
Stock Nueva Solución
Solubilidad
La
solubilidad de un soluto en un disolvente es la concentración que presenta una
disolución saturada, o sea, que está en equilibrio con el soluto sin disolver
porque siempre habrá algunas moléculas o iones que pasen a la disolución. las
sustancias se clasifican en:
Solubles:
si su solubilidad es 0,1 M o >.
Poco
Solubles: si su solubilidad se sitúa entre 0,1 M y 0,001 M
Insolubles:
si su solubilidad no llega a 0,001 M
Factores
que afectan a la solubilidad
1.)
La temperatura: la mayoría de las disoluciones de sustancias
sólidas son procesos endotérmicos y con un aumento de entalpía. Al disolver una
sustancia sólida se produce la ruptura de enlaces (energía reticular)que casi
nunca se compensa por la energía de solvatación. Por otra parte la destrucción
de la estructura ordenada del sólido y la nueva disposición de las moléculas de
disolvente alrededor del soluto conllevan un aumento de entropía. Como, unos
valores negativos de H y de S positivos favorecen la espontaneidad del sistema
por tanto la solubilidad de la mayoría de sustancias aumenta con la
temperatura.
En
cambio en la disolución de líquidos o gases en líquidos no supone la
destrucción de estructuras demasiado estables ni un aumento del desorden ni en
muchos casos ruptura de enlaces. La mayoría de los gases son más solubles a
bajas temperaturas.
2.)
Momento Dipolar: Mayor solubilidad cuanto más parecido sea el
momento dipolar del soluto y del disolvente.
3.)
Constante Dieléctrica del Disolvente: de acuerdo
con la ley de Couland las fuerzas de atracción entre dos iones son más débiles
cuanto mayor sea la constante dieléctrica.
4.)
Tamaño del Ion y densidad de Carga: si el tamaño
de los iones positivo y negativo es muy diferente los iones mayores estarán más
próximos. La repulsión desestabilizará la red cristalina y se facilitara la
disolución. La densidad de carga representa la carga del ión dividido por su
volumen. Cuanto mayor sea la densidad de carga más intensas serán las
atracciones eléctricas y más difícil la disolución.
Producto
de la Solubilidad
Incluso
en las sustancias más insolubles hay siempre una pequeña proporción de
partículas que pasan a la disolución. Esto se puede indicar en un campo iónico
como un equilibrio entre la forma sólida y los iones en disolución. Este
equilibrio está desplazado claramente hacia la forma iónica no disociada.
A
la constante de equilibrio se la denota constante del producto de solubilidad o
también producto de solubilidad
Cuanto
menor sea el producto de solubilidad menor solubilidad tendrá la sustancia.
Efecto
Salino
Si
no existe efecto de ion común la adicción de otras sales a la disolución
aumenta ligeramente la solubilidad.
La
presencia en la disolución de iones extraños que no reaccionan ni con el
precipitado produce un aumento de la solubilidad
Ej: la
solubilidad del Cloruro de talio aumenta en presencia de nitrato potásico o
sulfato potásico
Cambio
de Disolvente
La
solubilidad de una sustancia determinada depende del disolvente utilizado.
Ej: Si
a una disolución acuosa de sulfuro de calcio de le añade etanol el sulfuro
precipita.
Precipitación
fraccionada
A
veces se encuentra en una disolución diferentes iones que precipitan con la
adicción de un mismo reactivo. Si los productos de solubilidad de los
respectivos compuestos insolubles son suficientemente diferentes se puede
conseguir precipitar iones de una clase y dejar los otros en disolución. Este
principio se denomina precipitación fraccionada.
Influencia
sobre el equilibrio de precipitación. Redisolución de precipitados Efecto
del ión común
Si
en la disolución de un compuesto iónico poco soluble o insoluble se añade un
segundo compuesto que tenga en común alguno de los iones del primer compuesto
disminuye la solubilidad de este.
Molaridad
La
molalidad se define como el número de moles de soluto disueltos en 1 kg de
disolvente, esto es:
M
= [ ( número de moles de soluto ) / ( peso del disolvente en kg ) ]
La
unidad de porcentaje peso tiene la ventaja de que no se necesita conocer la
masa molar del soluto. Además, el porcentaje peso de una solución es
independiente a la temperatura, ya que se define en términos de pesos, el
termino de fracción molar no se emplea normalmente para expresar la
concentración de soluciones. Sin embargo es de utilidad para calcular las
presiones parciales de los gases y en el estudio de concentración que se
emplean con frecuencia, la ventaja del empleo de la molaridad es de que por lo
general resulta más sencillo medir el volumen de una solución utilizando
matraces volumétricos calibrados con precisión, que pesar al disolvente. Su
principal inconveniente es que depende de la temperatura, ya que el volumen de
una solución suele aumentar con el incremento de la temperatura. Otro
inconveniente es que la molaridad no especifica la cantidad de disolvente
presente. Por otra parte, la molalidad es independiente de la temperatura, ya
que se define como una relación del número de moles de soluto y el peso del disolvente.
Por esta razón, la molalidad es la unidad de concentración de empleo preferente
en los estudios que involucran cambios de temperatura, al igual que en aquellos
de las propiedades negativas de las soluciones.
El
termino equivalente-gramo no se puede definir de manera a que sea aplicable a
cualquier reacción, es decir, depende de la reacción en la que interviene la
sustancia. Esto se debe a que en un mismo compuesto puede tener distintos pesos
equivalentes en diferentes reacciones químicas. Por esto, una misma solución
puede tener distintas normalidad según sea la reacción en que se emplee. El
equivalente gramo de:
|
Un
ácido
|
Es
el peso del mismo que contiene un átomo de hidrogeno reemplazare, es decir,
1.008 g
|
|
Una
base
|
Es
el peso de la misma que contiene 17.008 de grupo hidróxido ionizable
|
|
Una
sal
|
Es
el mol de la sal dividido por la valencia total del ion reaccionante, en una
reacción de precipitación
|
|
Reacciones
en precipitación
|
Es
el peso de la sustancia que contiene o reacciona con un átomo gramo de un catión
monovalente (equivalente a 1.008 g de hidrogeno o con medio átomo gramo de un
catión bivalente)
|
|
Reacciones
en oxido reducción
|
Para
un oxidante es le peso que contiene o reacciona con 1.008 g de hidrogeno y es
el equivalente a la molécula gramo de dicha sustancia, dividida por el cambio
total que experimenta el numero de oxidación del elemento que se reduce.
|
Al
determinar la concentración de una solución, se usa habitualmente el método de
titulacion, que consiste en agregar una solución de concentración conocida
(solución valorada), hasta que la reacción sea cuantitativa, con un volumen de
solución de la sustancia en análisis.
El
punto final de la titulación coincide con el punto de equivalencia, se reconoce
visualmente, como regla general, por algún cambio característico, dado por un
reactivo auxiliar llamado indicador. El indicador es
una sustancia que tiene un color intenso en solución ácida o básica y otro
color en soluciones de otro tipo. Los indicadores se emplean para determinar el
punto de titulación.
En
el punto de equivalencia, el número de equivalentes gramo de la sustancia que
se titula, es igual al número de equivalentes gramo de la solución valorada que
se emplea. Si los volúmenes de las soluciones de dos sustancias a y b que
corresponden al punto de equivalencia, son va y vb respectivamente, entonces,
dichos volúmenes contienen el mismo número de equivalentes gramo.
A
diferencia de los gases que son completamente solubles unos en otros en todos
los casos, las parejas de líquidos muestran todas las variaciones de
solubilidad o miscibilidad, desde ser completamente miscibles, como los gases,
hasta ser casi completamente inmiscibles. Para objeto de estudio se han
clasificado las parejas de líquidos en tres clases:
1)
líquidos completamente inmisibles
2)
líquidos parcialmente inmisicbles
3)
líquidos completamente miscibles.
BIBLIOGRAFIA :
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