CLASES RESUMEN

1. Disoluciones -
electrolitos
DOCENTE: Ruiz Sanchez Maritza Galine
SEMANA: 6

2. REFLEXIÓN DESDE LA EXPERIENCIA
Se intenta prender un foco al agregar entre dos cables
acido acético glacial y no prende: ¿ porqué razón?
La respuesta será, por que las pilas que se conectaron a
los cables no estaban cargadas.

3. RESULTADO DE APRENDIZAJE DE LA SESIÓN
Al finalizar la sesión, el estudiante aplica la
solubilidad en agua para el análisis
cualitativo; mediante pensamiento crítico

4. ÍNDICE DE CONTENIDO
1. Reflexión desde la experiencia
2. Resultado de aprendizaje de la sesión
3. Saberes previos.
4. Soluciones
5. Solubilidad
6. Teorías de disociación
7. Apliquemos lo aprendido
8. Integremos lo aprendido

5. SABERES PREVIOS
: Kahoot y Video
El equilibrio dado en las reacciones químicas
nos permite determinar cuánto reacciona?
¿Cómo cree que puede usar este
conocimiento en la solubilidad ?

6. Soluciones
Las soluciones independientes del estado físico que presente, toda mezcla
homogénea de dos o más sustancias recibe el nombre de solución y se
compone de soluto y disolvente.
Comúnmente se denomina solución a la mezcla homogénea al estado
líquido.
En los estudios de química analítica los líquidos más usados son el agua,
alcohol etílico, éter, cloroformo y tetracloruro de carbono.
Las soluciones de acuerdo al tamaño de partículas de soluto reciben el
nombre de: verdaderas (˂0.1µm), coloidales(entre1µm a 0.1µm) y
suspensiones (˃1µm)

7. Soluciones verdaderas
Las soluciones son medios homogéneos, constituidos por una fase, por lo
que no se puede separar el soluto por filtración.
Esto es debido a que las partículas se disgrega hasta alcanzar el tamaño de
moléculas o iones por lo que se llaman “soluciónes moleculares”. Estas
sustancias se pueden subdividir en iones lo que reciben el nombre de
“solución iónica o electrolítica”.
Las soluciones moleculares o iónicas no son consideradas como reacción
química debido a que al evaporar el agua se obtiene la misma sustancia.
Sin embargo existe cambio de T°, Densidad etc., es debido a la solvatación
de la sustancia.

8. Solvato
La solvatación es el proceso de formación de interacciones entre moléculas
de un disolvente con moléculas o iones de un soluto. En la disolución los
iones del soluto se dispersan y son rodeados por moléculas de solvente, lo
mismo ocurre en las moléculas del solvente.

9. Solubilidad
La concentración de las soluciones saturadas recibe el nombre de
solubilidad.
La solubilidad es constante para una misma sustancia a la temperatura
dada.
El término insoluble en una sustancia se usa para indicar que la solubilidad
es tan pequeña que es despreciable.
Factores que influyen en la solubilidad:
Temperatura.
Tamaño de las partículas.
Agitación

10. Interacciones entre polaridad del soluto y disolvente
La solubilidad de los líquidos entre
si, puede tener límites y depende
de la polaridad del soluto y
disolvente.
Por regla general, los solutos
polares se disuelven en solventes
polares .
A mayor constante dieléctrica del
disolvente, mayor solubilidad de
los iones
ejemplo: el NaCl es mas soluble en
agua que en alcohol.
Constante dieléctricas
Agua = 81
Alcohol etílico= 26
CH₃COOH q.p = 21
NH₄OH = 15.5
S₄C = 2.6
Benceno = 2.3
El soluto se disgrega(se solvata) con el solvente .
Para ello la constante dieléctrica del solvente debe ser
alta para disolver o solvatar a solutos polares.
……
Constante dieléctrica= magnitud que cuantifica la
capacidad del material para acumular carga eléctrica)

11. Principio de le chatelier
Al aplicar una fuerza a un sistema en equilibrio, este se desplaza en el sentido
de disminuir o anular el efecto de dicha fuerza.
Los factores que condicionan el equilibrio, tales como presión P°, temperatura
T°, concentración, etc.
Este principio: Es muy importante en la analítica por que permite predecir el
sentido, (aunque no la magnitud) en que se desplaza al variar uno de los
factores que lo condicionan.
Un hecho practico es que cuando se disuelve un soluto en agua a temperatura
baja y luego se calienta la solución, se producirá un desplazamiento para
contrarrestar la acción del calor. Es decir aumentara la solubilidad.
Así, las soluciones saturadas, donde existe equilibrio entre soluto disuelto y el
soluto sin disolver, al agregarle calor logrará disolver lo no disuelto, lograndose
soluciones sobresaturadas.

12. Electrolitos
Electrolitos y No electrolitos son los nombres que se le dan a las sustancias que
en solución permiten el paso de la corriente eléctrica.
Las soluciones moleculares son no electrolitos, tal es el caso del alcohol etílico,
la glicerina, azúcar etc.es decir son malas conductoras eléctricas.
Estas soluciones no electrolitos mantiene inalterable su punto de ebullición,
punto de congelación, etc. independientemente de la concentración.
En el caso de las soluciones iónicas, su punto de ebullición, punto de
congelación, etc. a la misma concentración se ven alteradas, aunque la suma
de las cargas es cero.

13. Teoría de la disociación
Teniendo en cuenta la variación de las constantes físicas (como el punto de
ebulición, etc.)que se dan cuando se disuelve en agua y no en otras permite
concluir:
1. La determinación de cualquiera de las constantes físicas pueden ser usadas
para calcular el peso molecular de una sustancia que se encuentra disuelta
a una proporción definida en disolvente no acuoso.
2. Las soluciones acuosas cumplirán solo si son malas conductoras de la
corriente. Si son buenas conductoras estas soluciones duplicaran, triplicaran
etc. según el número de iones presentes en la solución.

14. Teoría de la disociación
Es descenso del punto de congelación (-1.86°C), ascenso del punto de ebullición
(+0.51°C) y la depresión de la tensión de vapor para un mismo disolvente. sin
embargo si el disolvente es el agua solo se cumple cuando la solución es mala
conductora de la corriente eléctrica(no polar , no electrolito).
Es decir, el punto de congelación se duplica si hay 2 electrolitos en la solución
acuosa, se triplica si hay 3 y así respectivamente.
Esto es debido a que un ácido, base o sal que se disuelve en agua si disocia en
iones + y - , el número de cargas y estos iones actúan independientemente como si
fuesen moléculas.
Ejemplo :1 solución de alcohol en agua al 1M quiere decir que hay 1 mol de alcohol
que es igual a 6 x 10²³ moléculas de alcohol en el agua desciende el punto de
congelación a -1.86°C
Sin embargo, si se disuelve Na₂CO₃ en agua al 1M quiere decir que:
hay 2mol de Na⁺, 1mol CO₃¯² entonces punto de congelación será: (-1.86) (3) = -

15. Grado de disociación más conocidos a 0.1M
20-45% : H3PO4, H3AsO4, H2SO3, H2C2O4, HSO4
-1.
7 - 9 % : HNO2, H2F2
1 – 2 % : HCH3COO, HC2O4
-1, HSO3
-1, NH4OH
0.1-0.2% : H2S, H2CO3, H2PO4
-1, HCrO4
-1
0.002-0.008% : H3BO3, H3AsO3, HCN, HCO3, HClO
La mayoría de sales solubles son electrolitos fuertes Con excepción de:
47% : CdCl2, CdBr2, CdI2
0.01% : HgCl
< 0.01 :HgCN, Cu(CH3COO)2, Pb(CH3COO)2, Fe(SCN)3

16. Grado de ionización
El grado de ionización se muestra al observar cuanto se alteran las constantes
físicas como el punto de congelación y nos permite determinar si la sustancia
es o no es electrolito
Recordando que las sustancias inorgánicas generalmente son la unión de
aniones y cationes, lo que indica que tiene polo positivo y negativo, lo que
indicaría que es un electrolito.

17. Grado de ionización
El grado de disociación se representa por la letra alfa ᾳ: se define como la fracción de
una molécula disociada a una concentración dada y generalmente se expresa al tanto
por ciento.
El ᾳ de un electrolito débil aumenta con la dilución, y se afecta a temperatura y
presión.
Determinación del grado de ionización: por método crioscópico. Ϫ = 1.86xm
Ejemplo: el punto de congelación de KCl 0.1m es de -0.36°. Calcular el grado de
ionización de la sal a esa concentración.
Ϫ = 1.86xm Ϫ
ᾳ%= ------------- -1 x100 = 94%
1.86(0.1)
Es decir, ese 94% no es un valor real, es un valor aparente por acción de la actividad

18. Teoría de la disociación total de Debye Huckel
En esta se considera que los electrolitos fuertes están totalmente ionizados, lo que
aumenta con la dilución es la movilidad del ion, por lo que el grado de la disociación
es aparente. Entonces como los iones limitan la movilidad por acción de las fuerzas
electrostáticas que actúan en sentido opuesto. Es decir que, a mayor valencia, la
fuerza de atracción del ion en la solución tiene un más bajo grado de ionización.
Ejemplo solución 0.1M:la fuerza iónica.
Na+1Cl-1 ½ (0.1x12) +(0.1x12) = 0.1 85%,
Ca+2 (Cl-1) 2 ½(0.1x 22) +(0.2 x12) = 0.3 o K+1
2(SO4)-2 (0.2x12)+(0.1x22) =0.3 72%
Cu+2(SO4)-2 ½ (0.1x22) + (0.1 x 22) = 0.4 40%

19. Unión de las dos Teorías de la disociación
Los electrolitos fuertes están totalmente ionizados, no requieren de agua para
ello. El agua le da espacio para distanciarse, disgregarse, dispersarse,
disolverse.
Es decir los electrolitos fuertes son solubles en agua.
Los electrolitos débiles se encuentran como moléculas y al agregar el agua,
esta hará que las moléculas se disocien, pero esta disociación es mínima. Sin
embargo mientras más agua se adicione, mas se disuelve. Es decir a mayor
dilución, mayor disociación. A dilución infinita la disociación total.
Es decir que los electrolitos débiles no son solubles.

20. Actividad
Se ha confirmado que los electrolitos
fuertes, solamente en soluciones diluidas
tienen iones cuya movilidad no es
perturbada. En este caso el valor del
grado de disociación obtenido
experimentalmente 100% e igual a la
disociación efectiva del electrolito.
Estas soluciones la actividad del ion es
igual a su concentración. Esta condición
se cumple a concentraciones iguales o
menores a 0.001M. En soluciones mas
concentradas el grado de disociación
solo es un valor aparente.
a = f x C a = actividad
f= coeficiente
C = concentración
Disociación de disolventes no
acuosos : en os disolventes no
acuosos la ionización de los
electrolitos es casi siempre menor
que en el agua. La fuerza iónica de
la solución dependerá de la
constante dieléctrica del disolvente.
A mayor constante dieléctrica mayor
disociación:
HCN 96
H2O 81
ácido fórmico 62
alcohol metílico 33

21. Solubilidad
1.Se considera soluble ≥0.1M y poco
soluble(insoluble)≤0.001M
2.Todos los alcalinos y NH₄⁺
3.Todos : NO₃¯, ClO₃¯, ClO₄¯, CH₃COO¯
4.Todos menos las sales de Ag⁺, Pb⁺²,
Hg₂⁺², Cu⁺¹. de los Cl¯¹, Br¯¹, I¯¹
5.Todos menos Sr⁺², Ba⁺², Pb⁺², (Ca⁺²,
Ag⁺¹)del SO₄¯²
6.Todos los S¯² alcalinos, alcalinos
térreos y NH₄⁺
7.Todos los OH¯ alcalinos, NH₄⁺, Ba⁺² y
+/- Mg+2,Ca+2 y Sr+2.
9.F¯¹ todos son insolubles, excepto los
alcalinos y Ag⁺¹, Bi⁺³, Fe⁺³,Sn⁺⁴
CrO₄¯², CO₃¯², SO₃¯², S₂O₃¯², AsO₃¯³,
AsO₄¯³,BO₃¯³, C₂O₄¯², son insolubles,
excepto los de metales alcalinos. (Las
sales insolubles de estos aniones son
solubles en ácidos).
10.CN¯,SCN¯,[Fe(CN)₆]¯³,[Fe(CN)₆]¯⁴
son solubles los alcalinos y alcalinos
térreos.
11.Todos los óxidos son insolubles
excepto los metales alcalinos y +/-
Ca⁺²,Ba ⁺², Sr ⁺² (todos dan Rx)

22. APLIQUEMOS LO APRENDIDO
Las soluciones pueden hallarse en los distintos estados, aunque comúnmente se menciona
solución a los líquidos.
Las soluciones pueden ser iónicas o electrolítica y moleculares o no electrolíticas
La disociación de ácidos, bases y sales : al agregar agua se disocia en H⁺, OH¯, M⁺
Recordar que los H⁺ se solvatan.
Los ácidos polibásicos se ionizan gradualmente: así el ácido sulfúrico se ioniza en dos
partes (ionización primaria, secundaria)
Las sales se ionizan en iones distintos al H⁺ y al OH¯.
ÁCIDOS FUERTES. HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ , HClO₄, HSCN, HMnO₄, H₂CrO₄, NaOH,
KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂

23. APLIQUEMOS LO APRENDIDO
Si teóricamente la solución de electrolito fuerte no contiene moléculas por
disociar, no existe reacción de equilibrio iónico y la ley de acción de
masas no puede ser aplicada.
El valor de la K deducida de la conductividad de estas soluciones no tiene
por qué ser constante; desde que, en este caso, la conductividad no refleja
un grado verdadero de disociación, sino un grado aparente.
En los electrolitos débiles en cambio, la conductividad es una medida de
la disociación y las variaciones en su valor muestra grados de disociación
en relación con la dilución.
Siendo reversible la disociación de un electrolito débil, existe el equilibrio
entre las moléculas no disociadas y los iones disociados. Entonces la ley
de acción de masas es aplicable y la constante recibe el nombre de
constante de ionización.

24. APLIQUEMOS LO APRENDIDO
Se puede calcular de forma aproximada hasta qué temperatura puede mantenerse el agua del mar sin
llegar a congelarse. Asumiendo que todas las sales sean cloruro de sodio (NaCl) y que la concentración
sea de 35 g por kg de disolvente, se tiene una molalidad de:
gdesoluto/ P.F. moles de soluto 35/58.5
m = ………………..……… = …………..…….. = ……….. = 0,598m
Kg disolvente Kg disolvente 1
Dado que el cloruro de sodio es un electrolito fuerte, se supone que está completamente disociado y el
coeficiente de van't Hoff toma el valor de 2, aunque ese valor límite solo se alcanza para disoluciones
muy diluidas. Conociendo que la constante crioscópica del agua vale 1,86 °C·kg/mol se puede calcular
el descenso crioscópico como:
ΔTº = 2(-1,86ºC)(0,598m) = -2,20ºC
Es decir se congelará a menos de -2,20ºC

25. INTEGREMOS LO APRENDIDO
¿Cómo aplica la solubilidad para el análisis cualitativo?
1. ¿soluciones saturadas,son referidas a?
2. ¿Que son electrolitos?
3. ¡Que son soluciones moleculares?
4. ¿Cuales son considerados Solutos insoluble?
5. ¿De que habla el principio de Le chatelier? habla de sistemas de equilibrio
¿El grado de ionización a que es referida?
Separar a aniones y cationes mediante la formación de electrolitos débiles a partir de electrolitos fuertes
Los electrolitos dependen de sus actividades para determinar cuál es su grado de ionización
Recordando que los electrolitos fuertes están totalmente ionizados, pero por su actividad y su
concentración puede presentar valor aparente.
El equilibrio de la molécula y sus iones de los electrolitos débiles da la constante del equilibrio químico
recibiendo el nombre de constante de ionización.
Si la molécula es un ácido débil la constante recibe el nombre de constante ácida.
Si la molécula es una base débil la constante recibe el nombre de constante básica

26. ACTIVIDAD ASINCRÓNICA
1. Indique cual es el punto de congelación aproximada de una solución 1m de Al2(SO4)3
y de 1m de Na2(SO4)3
2. Indique si el punto de ebullición de una solución 0.1m de KOH es menor que el de
NH4OH a la misma concentración? ¿Porqué?
3. Calcular la concentración molar de la solución de ácido acético que está 3.5%ionizado.
Dato Kᵢ = 1.8 x 10¯⁵
4. La solución 0.08M de ácido acético tiene un grado de disociación igual a 1.5%. Calcular
a. La concentración molar de los iones hidrógeno, los de iones acetatos.
b. La concentración molar de las moléculas no disociadas de acido acético.
c. La constante de ionización del acido acético.

27. Referencias bibliográficas
Chang, R., Goldsby, K. A. ;., Álvarez Manzo, R., & Ponce López, S. (2013). Química: Raymond
Chang y Kenneth A. Goldsby ; revisado por Rodolfo Álvarez Manzo, Silvia Ponce López (11a. ed. -
-.). México D.F.: McGraw Hill.
Chaparro (2015) Guía de laboratorio de química analítica,editorial universidad de Colombia.
https://www.unipamplona.edu.co/unipamplona/portalIG/home_191/recursos/general/0709201
8/quimicaanalitica.pdf
Skoog /West/Holler (1995) Química Analítica, sexta edición, editorial McGraw-Hill
Skoog d,West D, Holler F:Fundamentos de química analítica octava edición:
https://drive.google.com/uc?id=10QmtXIopIbaPMpRPJz_NaV9GV2XCYJs&export=download