1. QUÍMICA MENCIÓN
QM-12
DISOLUCIONES QUÍMICAS
2013

2. DISOLUCIONES
MEZCLAS
Las mezclas son una de las formas en que se presenta la materia y dentro de sus principales
características está el hecho de que las sustancias que la componen, conservan todas sus
propiedades. Esta particularidad de las mezclas permite predecir que no ocurre una alteración
química de ellas, aun cuando puedan interaccionar.
Cuando una sustancia se mezcla con otra puede ocurrir que, si la primera está fraccionada en
pequeñas partículas, la mezcla se denomina dispersión. De acuerdo con el tamaño de las
partículas dispersas en el medio dispersante, es posible clasificarlas en tres grandes categorías:
Suspensiones, Coloides y soluciones.
Dispersa la luz
Atraviesa papel filtro
Se separa al reposar
Suspensión
SI
NO
SI
Coloide
SI
SI
NO
Solución
NO
SI
NO
LAS SUSPENSIONES
En éstas, las partículas son visibles a simple vista o al microscopio, puesto que se trata de
mezclas heterogéneas. Este tipo de mezclas puede separarse fácilmente por medios físicos
(filtración, decantación).
LOS COLOIDES
Los coloides son sistemas heterogéneos, ya que sus partículas son visibles a través de un
microscopio.
Los coloides pueden formar una emulsión (un líquido disuelto en otro, vinagreta), un gel (sólido
continuo disuelto en un líquido continuo, jaleas) o un aerosol (sólido o líquido disuelto en un gas,
niebla).
Los 3 tipos de coloides están formados por partículas grandes (macromoléculas) y se denominan
genéricamente micelas o magmas.
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3. SOLUCIONES
Son mezclas homogéneas entre un soluto (disperso) y un solvente (disolvente o
dispersante), estas mezclas homogéneas sólo se forman si las interacciones entre las moléculas
del soluto son similares a las que ocurren entre las moléculas de solvente. En una solución
verdadera, el soluto es el componente minoritario y el disolvente interacciona separando al soluto.
De acuerdo con el estado de agregación de sus componentes, las soluciones verdaderas pueden
sub-clasificarse en:
ESTADO LÍQUIDO
gas en líquido
líquido en líquido
sólido en líquido
CO2 disuelto en H2O
alcohol disuelto en H2O o en éter
azúcar disuelto en H2O
ESTADO SÓLIDO
gas en sólido
líquido en sólido
sólido en sólido
hidrógeno disuelto en Platino o Paladio
mercurio disuelto en cobre
oro disuelto en plomo
ESTADO GASEOSO
gas en gas
todas las mezclas de gases (aire por ejemplo)
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS
DESTILACIÓN
Permite separar mezclas homogéneas de líquidos o gases. Se fundamenta en los distintos puntos
de ebullición que presentan los componentes de la mezcla. El componente más volátil ebulle
primero y se condensa en el tubo transversal que lleva agua fría (condensador). Cuando el vapor
condensa se recoge en un matraz y se separa de la mezcla.
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4. CROMATOGRAFÍA
Técnica que permite separar mezclas complejas formadas por más de un soluto. Se fundamenta
en las diferentes velocidades con que se mueve cada soluto a través de un medio poroso (fase
estacionaria), arrastradas por un disolvente en movimiento (fase móvil). Mientras soluto y fase
móvil tengan polaridades similares, más fácil será la separación.
Mancha
de tinta
EVAPORACIÓN
Técnica que permite separar un soluto sólido de un solvente líquido. El propósito es evaporar el
solvente de modo de separarlo del soluto sin lograr que éste funda o se descomponga. En el
dibujo se evapora agua de una solución que contiene sulfato de sodio.
Evaporación
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5. SEPARACIÓN DE MEZCLAS HETEROGÉNEAS
TAMIZADO O CRIBA
Técnica que permite separar una mezcla de sólidos de distinto tamaño (técnica gravimétrica).
Consiste en tamizar (colar) la mezcla utilizando diversos tamices que se disponen en orden
descendente, según el tamaño de su malla. La agitación de esta colección de coladores permite la
separación efectiva.
DECANTACIÓN
Técnica que permite separar una mezcla heterogénea de 2 o más líquidos inmiscibles (no se
disuelven uno en el otro). Consiste en poner la mezcla en un embudo de vidrio con llave, agitarla
y luego dejarla quieta en un soporte para permitir la formación de las fases. El componente más
denso de la mezcla se ubicará por debajo del más liviano y su separación ocurrirá cuando se abra
la llave para verter el contenido en un vaso de precipitado. Una mezcla de aceite y agua podrá ser
efectivamente separada por este método.
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6. CENTRIFUGACIÓN
Técnica que permite separar una mezcla heterogénea de tipo suspensión. La fuerza centrífuga
logra hacer decantar el soluto suspendido, ubicándolo en la parte baja del tubo o capilar y sobre
éste el líquido.
FILTRACIÓN
Técnica que permite separar un soluto sólido de un solvente líquido en una mezcla heterogénea.
Un medio que filtre, por ejemplo, papel (celulosa) separa ambos componentes, permitiendo el
paso del más pequeño en tamaño y reteniendo el más grande. Mezclas de agua – arena pueden
separarse efectivamente por esta vía.
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7. TIPOS DE SOLUCIONES
Las soluciones se pueden catalogar según tres criterios distintos: proporción soluto/solvente, tipo
de soluto y solubilidad
PROPORCIÓN SOLUTO/SOLVENTE
Diluida: El soluto se encuentra en baja proporción (masa) respecto al solvente.
Concentrada: El soluto se encuentra en proporción parecida (masa) a la del solvente.
TIPO DE SOLUTO
Los solutos que pueden formar una solución se pueden clasificar como iónicos, si se disocian
formando partículas con carga eléctrica (electrolitos), o moleculares si no se disocian.
Solución molecular: Formada por solutos que no se disocian (no electrolitos).
Solución iónica: Formada por un tipo de soluto que se disocia generando partículas cargadas.
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8. LOS ELECTROLITOS
Los compuestos que al disolverse en agua generan iones, (permitiendo la conducción de la
corriente eléctrica a través de una disolución) se denominan ELECTROLITOS.
Se conocen 2 tipos generales de electrolitos:
Fuerte: disociación 100%, muy solubles y gran conductividad eléctrica.
Débiles: disociación <100%, poco solubles y pobre en conductividad eléctrica.
No Electrolitos: no disocian y por tanto no dejan iones en solución. Estos compuestos reaccionan
con el agua generando puentes de hidrógeno, interacciones mucho más débiles que las
atracciones electrostáticas entre iones. Ejemplos: glucosa y etanol (C2H5OH).
POLARIDAD DE SUSTANCIAS
En química se dice que las sustancias polares deben ser solubles en sustancias polares. No es
posible disolver un soluto polar en un solvente apolar y viceversa.
Un ejemplo:
HCl
(g)
H3O+(a) + Cl-(a)
+ H2O ()
Al reaccionar con el agua, el cloruro de hidrógeno (HCl gaseoso), debe inicialmente disolverse;
ahora, sabemos que HCl es polar y el agua también lo es, por lo tanto, se forma una solución
acuosa de ácido clorhídrico (HCl acuoso).
Nota: La gran mayoría de sustancias iónicas se disuelven en sustancias polares, aún cuando sean
aparentemente apolares (simétricas).
SOLUBILIDAD
Máxima cantidad de sustancia que puede ser disuelta a una temperatura dada en una cierta
cantidad de disolvente, con el propósito de formar una solución estable. La solubilidad se puede
expresar en g/L o concentración molar ([ ]).
Saturada:
Cuando se ha disuelto el máximo de soluto en un volumen de disolvente se
dice que la disolución está saturada. Al agregar mayor cantidad de soluto a
una disolución saturada el soluto no se disuelve más.
Insaturada:
Si la masa de soluto disuelto es menor que la correspondiente a la de
saturación (máxima cantidad de soluto disuelto en condiciones de
temperatura y presión).
Sobresaturada:
En ocasiones la masa de soluto DISUELTO puede ser temporalmente mayor
que la correspondiente a la de saturación.
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9. Por ejemplo, si la solubilidad del NaOH a 20º C es de 40 gramos en 100 gramos de agua, se
podría obtener la siguiente clasificación:
FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD
La solubilidad de un compuesto en un determinado solvente puede modificarse al variar la presión
y/o la temperatura. Se analizarán los casos más comunes, cuando el solvente es líquido.
PRESIÓN
La presión sólo altera la solubilidad cuando el soluto es gaseoso. La solubilidad de un gas en un
líquido es directamente proporcional a la presión aplicada por el gas sobre el líquido.
Al aumentar la presión de un gas en un disolvente líquido, las moléculas de gas se aproximan y el
número de colisiones por segundo que las moléculas de gas experimentan con la superficie del
líquido aumenta. Cuando esto ocurre, la velocidad con que las moléculas de soluto (gas) entran
en la solución también se torna mayor, sin que aumente la velocidad con que las moléculas de gas
se escapan. Esto provoca un aumento en la solubilidad del soluto gaseoso en el solvente.
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10. TEMPERATURA
GAS
La solubilidad de un gas en un líquido disminuye con un aumento de temperatura, es por eso que,
si calentamos una bebida gaseosa, el gas será expulsado de la mezcla.
SÓLIDO
Si el soluto es un sólido iónico, el aumento de la temperatura provoca un aumento en la
solubilidad de éste.
En general, la solubilidad de un sólido aumenta con la temperatura y sólo algunas sustancias
disminuyen su solubilidad.
Analicemos esto a través de algunas curvas de solubilidad, relacionando la disolución de varios
solutos en 100 g. de agua, en función de la temperatura.
 Note que, en general, la solubilidad aumenta con la temperatura.
 Observe una de las curvas de la solubilidad del gráfico anterior, por ejemplo la de KNO 3.
A 30º C se disuelve, como máximo de 40 g de KNO3 en 100 g de H2O. A 40º C, el límite
es de 60 g en los mismos 100 g de H2O.
 El sulfato de cerio Ce2(SO4)3 es una de las excepciones. El aumento de temperatura de
una solución acuosa de esta sal provoca una disminución de la solubilidad.
 Una de las utilidades de las curvas de solubilidad es determinar cuál es la sustancia más
soluble a una determinada temperatura.
 Todos los gases en la segunda gráfica disminuyen su solubilidad en la misma cantidad de
solvente, conforme aumenta la temperatura de la mezcla.
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11. Otro ejemplo aplicado:
¿Cuál es la sustancia más soluble en 100 g de H2O: KNO3 o NaNO3?
Respuesta:
Bajo los 50ºC, el nitrato de sodio es más soluble que el nitrato de potasio.
A 75ºC, las solubilidades de ambas sales son iguales.
Sobre los 75ºC, el nitrato de potasio pasa a ser más soluble.
De acuerdo con la primera gráfica a 80ºC podemos disolver totalmente 50 gramos de KCl en 100
gramos de agua.
CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES
Las propiedades físicas de las soluciones están determinadas por las proporciones relativas de los
componentes que la forman. Las concentraciones de las soluciones se suelen expresar en
unidades físicas y químicas.
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12. CONCENTRACIÓN EN UNIDADES FÍSICAS
Porcentaje masa-masa (% p/p)
Indica los gramos de soluto que están contenidos en 100 gramos de solución.
Para calcular se usa:
%P/P
gramos de soluto
gramos de solución
100
Porcentaje masa-volumen (% p/v)
Indica los gramos de soluto que están contenidos en 100 mL de solución.
Para calcular se usa:
%P/V
gramos de soluto
mililitros de soluc ión
100
Para transformar una en otra se utiliza la siguiente expresión:
% p/v = d · % p/p
Donde d es la densidad de la disolución.
CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS
Primero debemos recordar que:
m = masa de soluto
Como n =
m
m
, tenemos: M =
M
M V
M = masa molar del soluto
Molaridad (M): es el número de moles de soluto contenidos en 1 litro de solución.
M = Molaridad
n
M=
V
n = moles de soluto
V = volumen de la solución en litros
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13. Generalmente, se trabaja con soluciones acuosas (solvente; agua), entonces, como suponemos
que el solvente es agua, para expresar la molaridad solamente necesitamos un número, que nos
indique cuantos moles de soluto hay en un litro de solución, y una fórmula que nos diga cuál es el
soluto. Así HCl 0,25 molar (escrito también HCl 0,25 M) indica una concentración correspondiente
a 0,25 mol de HCl por litro de solución acuosa.
El número total de moles de soluto es igual a:
(molaridad) · (volumen en litros); unitariamente este es correcto, ya que:
moles = (Moles/litros) · (litros) = moles
n = M · V en que: n = moles de soluto
M = Molaridad
V = Volumen de la solución en litros
Molalidad (m): es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente.
Por ejemplo, NaCl 0,1 m significa una solución compuesta por 0,1 moles de NaCl disuelto en 1000
gramos de H2O (si no se menciona algún otro solvente se asume una solución acuosa).
Fracción Molar (X):
Es el número de moles de un componente de una solución dividido por el número total de moles.
Esta forma de expresar la concentración es especialmente utilizada en soluciones de gases y no
acuosas.
Para una solución de un sólo soluto, tenemos:
Fracción molar del soluto:
X1 =
n1
n1
=
nt
n1 + n2
También se define fracción molar del solvente:
X2=
n2
n2
=
nt
n1 + n2
Observe que fracción molar es un número adimensional comprendido entre O y 1.
Observe también que la suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es igual a 1:
X1 + X 2 =
n1
nt
+
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n2
nt
=
nt
nt
= 1

14. IMPORTANTE RECORDAR QUE:
Densidad (d): Densidad o masa específica de una solución es definida como el
cuociente entre la masa de la solución y el volumen de la propia solución.
d=
m
v
La densidad puede ser expresada en g/L, g/cm3 (o en g/mL)
Relaciones útiles entre las unidades de concentración
a) Relación entre % P/V y Molaridad:
M=
% P/V
·10 (PM = peso molecular del soluto)
PM
b) Relación entre % P/P y Molaridad:
M=
% P/P
·d·10
PM
c) Relación entre % P/V y molalidad:
m=
% P/V
1000
(100 d - % P/V) P/M
d) Relación entre % P/P y molalidad:
m=
% P/P
1000
(100 % P/P) P/M
Nota: otra unidad de concentración utilizada sobretodo en curvas de titulación, es
la Normalidad (N), que corresponde al número de equivalentes (unidades de
carga) contenidos en 1 litro de solución. Se puede calcular rápidamente a partir
de de la molaridad (M), utilizando la fórmula N = M▪f, donde f es un factor que
viene determinado por cantidad de hidrógenos en ácidos, de OH - en bases ó
electrones en reacciones de óxido-reducción.
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15. DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES
Diluir significa adicionar más solvente a una solución ya preparada.
M1, V1
M2, V2
Solución 1+Solvente
=
Solución 2 (final)
El volumen de la solución 1 es V1, su molaridad es M1 y los moles de soluto que contiene es:
n1 = M1·V1
Análogamente para la solución 2, su volumen es V2, su concentración M2 y los moles de soluto
que contiene es:
n2 = M2·V2
Ambas soluciones contienen la misma cantidad de soluto, ya que para obtener la solución 2, sólo
se agregó solvente, y la cantidad de soluto no se modifica.
Visto esto, se puede expresar lo siguiente:
n1 = n2
Como n1 = M1·V1 y n2 = M2·V2, queda:
M1·V1 = M2·V2
Ecuación de dilución
MEZCLAS DE DISOLUCIONES
Consideremos dos soluciones que contienen el mismo soluto,
cuando ambas se “juntan” ocurre lo siguiente:
1. pueden sumarse los moles de soluto de ambas soluciones.
2. Los volúmenes se asumen aditivos (cuando las soluciones
son diluidas).
3. La concentración final de la mezcla se calcula sumando la
contribución de masas y moles de ambas soluciones y el
volumen final de la mezcla.
De lo anterior queda lo siguiente:
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16. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LA MATERIA
Sabemos que el agua congela a 0ºC y hierve a 100ºC a la presión normal de 1 atmósfera, sin
embargo, al disolver un poco de sal común en agua, esta congelará bajo 0ºC y hervirá sobre los
100ºC a la misma presión.
Lo que ocurre con el agua, es válido también para otros solventes. El efecto de la sal de igual
forma lo realizan otros solutos, siempre y cuando sean no-volátiles. Estos fenómenos son
denominados efectos de las Propiedades Coligativas de las Soluciones.
Es interesante notar que las intensidades de estos fenómenos dependen sólo del número de
partículas (moléculas o iones) que existen en la solución, sin importar la naturaleza de ésta. De
este modo, si x moléculas de azúcar disueltas en 1 litro de agua, provocan un aumento de la
temperatura de ebullición del agua, de 100ºC a 101ºC, podemos verificar que otras x moléculas o
iones de cualquier sustancia provocarán exactamente el mismo efecto. En general se dice que las
propiedades coligativas de una disolución dependen de la “colección” de partículas, esto es, del
número de éstas en el solvente correspondiente.
En los siguientes 3 vasos se ejemplifica claramente lo anterior:
El vaso que con agua y CaBr2, presenta mayor cantidad de iones, de modo que tendrá un punto
de ebullición mayor que los otros 2 y congelará a menor temperatura.
2 iones
3 iones
no hay iones, sólo moléculas
Son 4 las propiedades que se modifican en un solvente con la inclusión de un soluto no volátil:
1. Disminución de la presión de vapor de un líquido.
2. Aumento de la temperatura de ebullición.
3. Descenso en la temperatura de fusión.
4. Osmosis.
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17. DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE UN LÍQUIDO
Cuando tenemos un líquido en un recipiente abierto, el líquido se evapora continuamente,
(modifica su estado físico). La evidencia es que al cabo de cierto tiempo el recipiente se
encontrará seco. En un líquido, todas las partículas (moléculas) tienen gran velocidad, sin
embargo, algunas poseen un poco más de energía, lo que les permite vencer las fuerzas de
atracción intermoleculares y "escapar" del resto. Este fenómeno se denomina evaporación. Con
el pasar del tiempo, evidentemente el recipiente terminará por quedar vacío.
Consideremos ahora un líquido dentro de un recipiente cerrado donde, inicialmente, existió vacío
(presión = 0). En un comienzo el líquido se evapora rápidamente y después se evapora con menor
velocidad. Pasado un tiempo el líquido "cesa" (al menos aparentemente) de evaporarse.
Las partículas escapan del líquido y pasan a la fase de vapor, y al estar cerrado el recipiente, no
escapan. En la fase gaseosa, las partículas se mueven a alta velocidad, chocando entre sí y con
las paredes del recipiente que las contiene. Algunas moléculas retornan a la fase líquida, a partir
de un cierto instante. Con ello el número de partículas que "escapan" se iguala al número de
partículas que "retorna" por unidad de tiempo. A partir de ese instante la evaporación
(aparentemente) se detiene. Sin embargo lo correcto es que la velocidad de evaporación del
líquido se igualó con la velocidad de condensación de sus vapores.
En este instante, diremos que se estableció un Equilibrio Dinámico entre el líquido y sus
vapores, diremos también que los vapores son saturados y que se consiguió la presión máxima
de vapor del líquido.
Conviene definir la Presión máxima de vapor de un líquido como la presión ejercida por sus vapores
(vapores saturados), cuando están en equilibrio dinámico con el líquido. La temperatura y la
naturaleza del líquido son factores que influyen en la presión de vapor.
Si la experiencia anterior se realizara, no con un líquido puro, sino que con una solución
notaríamos que la presión máxima de vapor ahora es menor, debido a la adición de un
soluto no volátil. Pareciera como si las moléculas de soluto "estorbasen" la evaporación de las
moléculas de solvente, disminuyendo la evaporación de la solución y, consecuentemente,
disminuyendo la presión máxima de vapor de la solución.
En una solución diluida formada por un solvente y un soluto no-volátil y no-iónico, la disminución
de la presión máxima de la solución es igual al producto de la presión máxima de vapor del
solvente puro y la fracción molar del soluto. Esto se expresa en la ley de Raoult, que viene dada
por:
P = P0
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X1

18. AUMENTO EN LA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN
Ya dijimos que, mientras el agua hierve a 100ºC, una solución, por ejemplo, de sacarosa en agua
hervirá sobre los 100ºC, a la presión de 1 atmósfera.
La elevación de la temperatura de ebullición de un líquido, es ocasionada por la disolución de un
soluto no-volátil.
El cambio desde el estado líquido al estado gaseoso (vaporización del líquido) puede ocurrir de
dos formas:
por evaporación: es un tipo de vaporización lenta que ocurre solamente en la
superficie del líquido.
por ebullición: es una vaporización turbulenta, con participación de todo el líquido.
Podemos decir que un líquido entra en ebullición cuando la presión máxima de sus vapores (Po) se
iguala con la presión externa (presión atmosférica).
Al disolver un soluto no-volátil en un líquido, la presión máxima de vapor disminuye (la solución
emite menos vapores) por lo tanto, se necesitará mayor temperatura para hervir la solución.
La elevación de la temperatura de ebullición de una solución ( tb) es la diferencia entre la
temperatura de inicio de la ebullición de la solución (t) y la temperatura de ebullición del solvente
puro (to), ambos a la misma presión.
Se puede determinar la diferencia de temperatura a partir de
tb = t - to
o
∆T = Ke· m
Donde Ke es una constante (llamada ebulloscópica) del solvente y m corresponde a la molalidad
de la solución (proporción de soluto en una determinada masa de solvente).
DESCENSO EN LA TEMPERATURA DE FUSIÓN
La temperatura de fusión es aquella en donde la fase sólida de una sustancia se transforma en
fase líquida, o viceversa. Así, mientras el agua pura congela (o funde) a 0ºC a presión normal,
una solución de sacarosa en agua congelará bajo 0ºC, en las mismas condiciones.
Para lograr la congelación es necesario disminuir de manera gradual la temperatura de la
sustancia. Mientras esto ocurre, la energía cinética de las partículas disminuye. Cuando se inicia la
congelación, las moléculas se ordenan en una estructura definida y compacta, así comienza a
conformarse la fase sólida.
Cuando se establece el equilibrio entre la fase sólida y líquida, la temperatura del sistema se
denomina “temperatura de congelación”.
Si existe algún soluto en el seno del líquido, éste provoca una disminución de la rapidez con que
las moléculas de líquido pasan a la fase sólida. Como respuesta al fenómeno y para restablecer
nuevamente el equilibrio dinámico hay que enfriar aún más la solución.
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19. La disminución de la temperatura de fusión (congelación) respecto a la del solvente puro (líquido)
es directamente proporcional al número de partículas de soluto.
El descenso de la temperatura de fusión ( tf) es la diferencia entre la temperatura de congelación
del solvente puro (to) y la temperatura de inicio de congelación de la solución (t). Se puede
determinar la diferencia de temperatura de congelación o fusión a partir de:
tf = t - to
o
∆T = Kf· m
Donde Kf es una constante (llamada crioscópica) del solvente y m corresponde a la molalidad de
la solución.
IMPORTANTE
Tanto el aumento del punto de ebullición como el descenso de la temperatura de congelación
pueden entenderse mejor si se analiza el comportamiento de la solución en un gráfico. En él se
aprecia la disminución de la presión de vapor de una solución y como ésta afecta tanto al punto
de congelación como al de ebullición.
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20. OSMOSIS
La osmosis es un fenómeno físico que consiste en el paso selectivo de moléculas de un líquido
(solvente) desde aquel lugar con menor concentración de soluto a otro más concentrado,
atravesando una membrana semipermeable porosa.
Es común el fenómeno en las membranas plasmáticas de las células, las membranas de diálisis y
en algún filtro poroso.
La presión osmótica se produce por la tendencia de las moléculas de agua a pasar desde una zona
de menor concentración a otra de mayor concentración (contra un gradiente), con el propósito de
igualar ambos lados de la membrana. Pues bien, la presión osmótica es el valor que alcanza la
presión hidrostática de la disolución originalmente más concentrada en el momento en que se
interrumpe el paso de moléculas de agua hacia su seno.
Se sabe que el comportamiento de las partículas de un soluto en una solución diluida es muy
parecido al de los gases, ya que ocupan siempre todo el volumen de la disolución y presentan una
interacción entre partículas casi nula por estar rodeadas por el solvente. Con lo anterior se
expresa la presión osmótica de una solución diluida con una ecuación parecida a la de los gases
ideales.
La presión osmótica de una solución es directamente proporcional a la molaridad de la solución.
=MRT
Donde:
= presión osmótica de la solución (atmósferas).
M = molaridad de la solución.
T = temperatura absoluta de la solución (K).
R = constante universal de los gases ideales = 0,082 atm L/mol·K
DMTR-QM12
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