Este documento presenta el plan de estudios para el curso de Química 1 en la Universidad Nacional de Quilmes. El curso cubrirá temas como disoluciones, concentraciones, solubilidad, electrolitos, y leyes que rigen la solubilidad de gases y líquidos. Será dictado por la Dra. Silvia Alonso y el Lic. Evelina Maranzana.

1. Departamento de Ciencia y Tecnología
QUIMICA 1
Comisión B
Dra. Silvia Alonso (salonso@unq.edu.ar)
Lic. Evelina Maranzana (emaran@unq.edu.ar)

2. 1. Disoluciones. Dispersiones coloidales y geles.
2. Concentración de las disoluciones. Formas de expresarla.
3. Disoluciones de sólidos en líquidos. Proceso de disolución.
4. Solubilidad. Disolución saturada.
5. Electrolitos. Reglas de solubilidad de compuestos iónicos en agua.
6. Solubilidad relativa. Coeficientes de reparto.
7. Disoluciones de gases en líquidos. Ley de Henry.
8. Disoluciones de líquidos en líquidos.
CONTENIDOS

3. ¿Cuáles son las ideas principales?
El proceso de disolución de un soluto en un disolvente tiene como
consecuencia la modificación de las propiedades de este último, en una
proporción que depende de la concentración de soluto disuelta.
¿Por qué necesitamos conocer esto?
Con los conocimientos adquiridos en este capítulo, seremos capaces de
explicar por qué se añade sal común en las calzadas cuando estas están
heladas. O por qué para recuperar los fluidos corporales de una persona
deshidratada mediante una inyección intravenosa, no puede utilizarse agua
pura sino que debe utilizarse una disolución de una concentración determinada.
La gran mayoría de las reacciones químicas tienen lugar utilizando disoluciones.
Por lo que necesitamos conocer y manejar muy bien este tipo de sistemas y sus
características.
¿Qué conocimientos previos necesitamos?
Necesitamos manejar correctamente el concepto de mezcla homogénea, el de
concentración de una disolución y los cálculos que de ella se pueden derivar, así
como los conceptos termodinámicos estudiados en el tema 2.

4. Se llama sistema disperso aquel en el que uno o más componentes se
encuentran finamente repartidos en otro componente de manera que se forme
una mezcla homogénea, es decir, que el sistema tenga las mismas propiedades
en cualquier punto del mismo.
A los componentes que se encuentran finamente repartidos se les denomina
fase dispersa, mientras que el componente en que se encuentran dispersos
se denomina medio de dispersión. Tanto la fase dispersa como el medio de
dispersión pueden estar en fase sólida, líquida o gaseosa.
Disoluciones, dispersiones
coloidales y geles

5. • Sistemas dispersos groseros: cuando el tamaño de las partículas es
superior a 10000 Å.
• Sistemas dispersos coloidales: En los que el tamaño de las partículas está
comprendido entre 10000 y 100 Å.
• Sistemas dispersos moleculares: En los que el tamaño de las partículas es
inferior a 100 Å.
Tipos de sistemas dispersos

6. Nanopartículas de distintas
formas: cilíndrica, discos,
esferas.
Las partículas pueden
permanecer suspendidas de
forma indefinida:
La leche es un material
coloidal.
La fuerza iónica creciente
puede provocar la precipitación.
Coloides

7. Geles

8. Son sistemas dispersos homogéneos, en los que la fase dispersa tiene
dimensiones inferiores a 100 Å.
Los componentes de una disolución se denominan soluto y disolvente.
El soluto es la sustancia que se disuelve y, generalmente, es el componente
que se encuentra en menor cantidad.
El disolvente es la sustancia que actúa como medio de dispersión, determina
el estado de la materia en que se encuentra la disolución y, generalmente, es
el que se encuentra en mayor proporción.
Disoluciones verdaderas

9. Oro y plataSólido en sólido
Sal en aguaSólido en líquido
Polvo en el aireSólido en gas (No es una
disolución verdadera)
Mercurio en cobreLíquido en sólido
Alcohol en aguaLíquido en líquido
Agua en el aireLíquido en gas (No es una
disolución verdadera)
Hidrógeno en PaladioGas en sólido
Amoniaco en aguaGas en líquido
AireGas en gas
EJEMPLOTIPO
Tipos de disoluciones

10. La concentración de esta disolución saturada, a una determinada temperatura,
se denomina solubilidad del soluto en el disolvente considerado
Solubilidad: Disolución
saturada

11. Concentración
de soluto
(P, Tctes.)
Insaturada
Sobresaturada
Saturación

12. M = moles de soluto / 1 kg
disolvente
Molalidad (m)
N = equivalentes de soluto / L
disolución
Normalidad (N)
Xi = ni / nTFracción molar (xi)
(g soluto/ mL disolución) x 100% volumen
(g soluto / g disolución) x 100% en peso
1 ng / L disoluciónppt (partes por trillón)
1 mg soluto / L disoluciónppb (partes por billón)
1 mg soluto / L disoluciónppm (partes por millón)
DefiniciónForma de expresión
Expresión de la concentración
de una disolución

13. ¿Por qué algunas sustancias se mezclan para formar disoluciones y otras no?
¿Por qué el agua no forma disoluciones con la gasolina?
La respuesta nos la da el análisis de las variaciones energéticas que acompañan al
proceso de disolución.
∆Gdisolución = ∆Hdisolución - T ∆Sdisolución
Disoluciones de sólidos en
líquidos
Proceso de disolución

14. Disolvente Soluto
+
Disolvente
Soluto
∆Ha
+
Disolvente Soluto
∆Hb
∆Hc
Endotérmico
∆Hdisolución > 0
∆Hdisolución = 0
Exotérmico
∆Hdisolución < 0
Disolución
Proceso de disolución

15. ∆Hdisolución = ∆Ha + ∆Hb + ∆Hc
• La magnitud de ∆Ha, ∆Hb y ∆Hc dependen de las fuerzas intermoleculares.

16. •Disolución ideal:
–Las fuerzas son similares entre todas las combinaciones de los componentes
∆Hsol = 0

17. •Las fuerzas de adhesión exceden a las fuerzas de cohesión
∆Hsol < 0
Ejemplo: acetona - cloroformo

18. •Las fuerzas de adhesión son inferiores a las fuerzas de cohesión
∆Hsol > 0
Ejemplo: acetona - disulfuro de carbono
•Al límite estas disoluciones son heterogéneas.

19. • Disoluciones que conducen la corriente eléctrica. Sustancias iónicas
• Proceso de disolución en tres etapas
• Romper las atracciones entre los iones. Endotérmico
NaCl(s) Na+
(g) + Cl-
(g) ∆H1 = - ∆Hred > 0
• Romper las atracciones entre las moléculas de disolvente. Despreciable.
• Hidratación de los iones. Exotérmico ∆Hhidratación < 0
Na+
(g) Na+
(ac) ∆Hhidratación(Na+) < 0
Cl-
(g) Cl-
(ac) ∆Hhidratación(Cl-) < 0
• Proceso global NaCl(s) Na+
(ac) + Cl-
(ac)
∆Hdisolución = (-∆Hred) + ∆Hhidratación(Na+) + ∆Hhidratación(Cl-) = + 5 kJ/mol
H2O
H2O
Electrolitos

20. Consecuencias:
• Cuanto mayor sea la energía de red de sólido, menor será su solubilidad.
• Cuanto mayor sea la energía de hidratación de los aniones y cationes, mayor será
la solubilidad del sólido.
El proceso de disolución de un sólido es un proceso de superficie.

21. Proceso de disolución de un
sólido iónico

22. La agitación y el grado de división del sólido aumentan la VELOCIDAD de
disolución, pero no la solubilidad de sólido.
La solubilidad de un sólido en un determinado disolvente sólo depende de la
TEMPERATURA.
Si el proceso de disolución es ENDOTÉRMICO
La solubilidad del sólido aumenta al aumentar la temperatura.
Energía + soluto Disolución
Comunico energía (calor)
Desplazamiento del equilibrio
Solubilidad y Temperatura

23. Si el proceso de disolución es EXOTÉRMICO, la solubilidad del sólido
disminuye al aumentar la temperatura.

24. Sulfatos (SO4
2-), excepto los de Ca2+,
Sr2+, Ba2+, Pb2+, Hg2
2+, Ag+
Nitratos (NO3
-), acetatos (CH3COO-),
cloratos (ClO3
-) y percloratos (ClO4
-)
Hidróxidos (OH-) y óxidos (O2-),
excepto los de los elementos del
grupo 1 y 2
Cloruros (Cl-), bromuros (Br-) y
yoduros (I-), excepto los de Ag+,
Hg2
2+ y Pb2+
Sulfuros (S2-), excepto los de los
elementos del grupo 1 y 2 y NH4
+
Compuestos de amonio (NH4
+)
Carbonatos (CO3
2-), cromatos (CrO4
2-
), oxalatos (C2O4
2-) y fosfatos (PO4
3-)
excepto los de los elementos del
grupo 1 y NH4
+
Compuestos de los elementos del
grupo 1
Compuestos insolublesCompuestos solubles
Regla de solubilidad de
compuestos iónicos

25. Miscibilidad: representa la capacidad de un líquido para disolverse
en otro y formar una mezcla homogénea.
• Si las interacciones disolvente - disolvente y soluto - soluto son
semejantes, los líquidos son completamente miscibles en cualquier
proporción. Ejemplos: agua y metanol; benceno y hexano.
• Si las interacciones disolvente - disolvente y soluto - soluto son
muy diferentes, los líquidos son completamente inmiscibles.
Ejemplos: agua y aceite.
• Si las interacciones disolvente - disolvente y soluto - soluto no son
muy diferentes, los líquidos son parcialmente miscibles.
Ejemplos.
Disoluciones de líquidos en
líquidos

26. 0 50 100
%fenol
50
60
70
80
T(ºC)
L1 L1
' L2
L2
'
L1
L1
'
L2
L2
'
C
MISCIBLE
INMISCIBLE
T1
T2
A
En el punto A
fenol en agua
agua en fenol
Cantidad de L1
'
Cantidad de L2
'
=
Distancia AL2
'
Distancia AL1
'
Sistema fenol - agua

27. INMISCIBLES
2 FASES
MISCIBLES
1 FASE
A
L1 L1
'
% éter etílico
T ºC
Sistema éter etílico - agua

28. Sistema nicotina - agua

29. Fase I, cI
Fase II, cII
cI
cII
=
sI
sII
= K
Solubilidad relativa. Coeficientes
de reparto

30. 94,1588,1579,20% bromo
recuperado
Cinco operaciones
con 10 mL
Dos operaciones
con 25 mL
Una operación
con 50 mL
K = 76,4
Extracción de bromo con
disulfuro de carbono

31. • La mayoría de los gases son menos solubles en
agua a medida que aumenta la temperatura.
• En los disolventes orgánicos suele ocurrir lo
contrario.
Disoluciones de gases en
líquidos
Efecto de la Temperatura

32. Ley de Henry
A temperatura constante, la solubilidad de un gas es directamente proporcional
la presión parcial del gas en la fase gaseosa.
C = k Pgas
Coeficiente de solubilidad: es el volumen en condiciones normales que se disuelve
en la unidad de volumen del líquido y referido a la presión parcial de 1 atmósfera.
Efecto de la Presión