Presentación sobre aspectos básicos de química.

1. Química Farmacéutica II
Departamento de Farmacia Industrial
Farmacia
Unidad I
SOLUCIONES
Tema: Proceso de Disolución.
Docente:Lic.Rebeca Juárez C./Msc.César Peralta
León, Marzo 2022

2. Tema: Proceso de disolución
◊ Sumario:
 Fuerzas Intramoleculares.
 Fuerzas Intermoleculares.
 Disolución sólido en líquido.
 Disolución líquido en líquido.
 Disolución gas en líquido.

3. ¿Por qué se disuelven las sustancias?
Predecir la solubilidad es difícil y complejo ya que
influyen variables como:
• El tamaño de los iones, átomos o moléculas.
• Su carga.
• La interacción entre ellos, es decir soluto-
soluto y disolvente-disolvente.
• La interacción entre soluto y disolvente.

4. Proceso de disolución
Tres condiciones para que un soluto sea parte de una
solución:
1.Vencer las fuerzas intra e intermoleculares del
soluto.
2.Vencer las fuerzas de atracción entre al menos
algunas de las moléculas del solvente .
3. Las moléculas de soluto y de disolvente deben
atraerse mutuamente e interactuar.

7. Recordemos …
La polaridad , es una propiedad de las moléculas
que representa la separación de las cargas
eléctricas dentro de la molécula, según el número y
tipo de enlaces que posee.

8. Fuerzas Intramoleculares
Dentro de una molécula,
los átomos están unidos
mediante fuerzas
intramoleculares. Estas son
las fuerzas que se deben
vencer para que se
produzca un cambio
químico y determinan las
propiedades químicas de
las sustancias .
Ejemplo: Enlaces iónicos,
metálicos o covalentes.

9. Fuerzas Intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas
moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se
repelan.
Estas fuerzas son las que determinan las propiedades
físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de
agregación, el punto de fusión y de ebullición, la
solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc. Por lo
general, los puntos de fusión de las sustancias aumentan
con la intensidad de las fuerzas intermoleculares

11. Dipolo
Una molécula , es un dipolo cuando existe una
distribución asimétrica de los electrones debido
a que la molécula está formada por átomos de
distinta electronegatividad.

12. 1.Fuerzas Dipolo-Dipolo
Cuando dos moléculas polares (dipolos) se
aproximan, se produce una atracción entre el polo
positivo de una de ellas y el negativo de la otra.
Los enlaces serán más polares cuanto mayor sea la
diferencia de electronegatividad entre los átomos.

13. 1.Fuerzas Dipolo-Dipolo

14. 2. Ión –dipolo
Se establecen entre un ión ya sea un catión o
anión y una molécula polar.

15. 2.Ión – dipolo
La intensidad de esta interacción depende de la carga
y el tamaño del ion, así como de la magnitud del
momento dipolar y el tamaño de la molécula.

16. 3.Fuerzas interionicas (Enlaces ión-ión):
Se establecen entre iones de igual o distinta carga:
• Los iones con cargas de signo opuesto se atraen
• Los iones con cargas del mismo signo se repelen

17. 4.Fuerzas de dispersión:
Ión – dipolo inducido
Tienen lugar entre un ión (catión o anión) y una molécula
apolar , generando dipolos inducidos temporales por
distorsión de la nube electrónica.

18. 5.Fuerza Dipolo-Dipolo Inducido
Tienen lugar entre una molécula polar y una
molécula apolar.
En este caso, la carga de una molécula polar
provoca una distorsión en la nube electrónica de la
molécula apolar y la convierte, de modo
transitorio, en un dipolo.
Gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se
pueden disolver en agua.

20. 6.Fuerzas Hidrofóbicas
En un medio acuoso, las moléculas hidrofóbicas tienden
a asociarse por el simple hecho de que evitan
interaccionar con el agua.
Lo hace por razones termodinámicas: Las moléculas
hidrofóbicas se asocian para minimizar el número de
moléculas de agua que puedan estar en contacto con las
moléculas hidrofóbicas.

21. 4.Fuerzas Hidrofóbicas

22. 5.Enlace por puente de hidrógeno
El enlace de hidrógeno,
el cual es un tipo
especial de interacción
dipolo-dipolo entre el
átomo de hidrógeno de
un enlace polar, como
N—H, O—H o F—H, y
un átomo
electronegativo de O, N
o F.

23. Proceso de Disolución

27. Solubilidad
Máxima cantidad de soluto que se disolverá en una
cantidad dada de disolvente a una temperatura
especifica. Unidad= gramos/litro de solución (g/L)
¨Lo semejante disuelve a lo semejante¨

28. Miscibilidad

29. Recordemos……
Enlace Iónico
• El enlace iónico está presente en todos los compuestos
iónicos, es decir, aquellos formados por la unión de un
catión y un anión.
• Se forma cuando un metal cede electrones a un no metal.

30. Enlace Covalente
• La mayoría de sustancias químicas no posee las
características de los compuestos iónicos (no conducen la
corriente en estado líquido o poseen alto punto de
fusión).
• Las especies que lo forman son no metales .Cuando dos
no metales se unen, comparten sus electrones, siempre
intentando alcanzar la configuración del gas noble más
cercano (8 electrones alrededor de cada átomo).

32. Enlace Covalente

33. Para representar el enlace se emplea un guión en vez
de los dos puntos.
Sin embargo, los pares libres sí se representan como
dos puntos. Así, las estructuras de Lewis correctamente
dibujadas del H2 y del HCl son:

34. Hibridación de orbitales atómicos
Un mismo átomo central es capaz de unirse a un variado
número de átomos. Un ejemplo lo constituye el carbono.
Ácido cianhídrico (HCN), Formaldehído (HCHO) y Metano
(CH4).

35. Hibridación del Carbono
El átomo de carbono, cuyo número atómico es 6. Esto
quiere decir que su configuración electrónica es 1s2, 2s2,
2p2, y podemos representar a los orbitales atómicos del
nivel 2 de la siguiente forma:

36. El carbono sólo podría formar dos enlaces covalentes, ya que
cuenta con dos orbitales semillenos .
Sin embargo, vemos que es capaz de formar hasta cuatro
enlaces. ¿Cómo? Lo que ocurre es un proceso llamado
HIBRIDACIÓN.

37. Polaridad de los enlaces Covalentes
Enlace Apolar
• Enlace que se da entre 2 átomos iguales o
entre elementos con electronegatividades
muy parecidas.
• Electronegatividad del Oxígeno = 3.5

38. Enlace Polar
• Enlace entre átomos con electronegatividades
diferentes . Forma un dipolo.
• Electronegatividad del Cl=3.16 y del H=2.1.

40. Polaridad de moléculas
No todas las moléculas formadas por enlaces
polares tienden a ser moléculas de carácter polar.
Momento Dipolar: Es una magnitud vectorial cuyo
sentido apunta hacia el átomo más electronegativo.

41. - +
• Si el momento dipolar es = 0 , la molécula es Apolar.
• Si el momento dipolar es ≠ 0 , la molécula es Polar.

42. • EN C = 2.5 , O = 3.5 , H=2.1

43. Factores que afectan la solubilidad
◊ Naturaleza del soluto y del solvente.
◊ Temperatura.
◊ Movimiento o Agitación.
◊ Presión (gases).
◊ Tamaño de la partícula(solidos).

44. Cantidaddesolutoquesepuededisolveren100gdedisolvente
Términosdescriptivosdelassoluciones gdesoluto/100gdesolvente
Muysoluble <1g
Fácilmentesoluble 1-10g
Soluble 10-30g
PocoSoluble 30-100g
Ligeramentesoluble 100-1000g
Muypocosoluble 1000-10000g
Prácticamenteinsoluble >10000g

45. Problemas
Mencione los tipos de fuerzas intermoleculares
que hay entre las moléculas (o unidades básicas)
en cada una de las siguientes especies:
Trifluoruro de fósforo (PF3)
Sulfuro de carbono (CS2)
Cloro metano (Cloroformo) (CH3Cl)
Cloruro de sodio (NaCl)

46. Bibliografía
• Chang, R., McGraw-Hill. Química, 12ª Edición,
México, D.F. Interamericana Editores S.A.
• 2. Whitten, K.W., Gailey, K, Davis, R.E., MCGraw-
Hill (1999). Química General, 5a. Edición, México,
D.F. Interamericana Editores, S.A.