SOLUCIONES. equipo 3, seccion 13.pptx

SOLUCIONES
Presentado por:
Ramsés Alejandro Alcalá Paz.
Naythet Cuevas Muñoz.
Ana Laura García Ríos.
Brenda Jocelyn Guzmán Pérez.
Yesai Alejandro Querea Nava.
José Alfredo Ruiz Ayala.

Una solución o disolución
química es una mezcla
homogénea formada por un
soluto y un solvente .
El soluto corresponde a la
sustancia que se encuentra en
menor cantidad.
En cambio, el solvente es la
sustancia que se encuentra en
mayor cantidad.
¿QUE ES UNA SOLUCIÓN?

× Así la unión de ambas sustancias arrojan una
sustancia nueva, con características propias, en
la que los dos componentes mezclados el uno
de otro.
Solución = soluto + solvente
De esta manera, la disolución resultante de la
mezcla de los dos componentes tendrán una
única fase reconocible ( sólido, líquido o
gaseoso) a pesar inclusive de que sus
componentes tuvieran fases distintas.

“
La capacidad de
formar soluciones y
de mezclar
sustancias es
fundamental para el
desarrollo de nuevos
materiales y para el
entendimiento de las
fuerzas químicas
que permiten a la
materia juntarse.

En general, toda solución química
se caracteriza por:
 Soluto y solvente no pueden
separarse por métodos físicos
como decantación, filtración o
tamizado, ya que sus partículas
han construido nuevos enlaces
químicos.
 Poseen un soluto y un solvente
(como mínimo) en alguna
proporción estable.
 A simple vista no pueden
distinguirse sus
elementos constitutivos.
 Únicamente pueden
separarse soluto y
solvente mediante
métodos como la
destilación, cristalización
o la cromatografía.
Características de una solución química.

TIPOS DE SOLUCIÓN
QUÍMICA
Las soluciones químicas pueden clasificarse de acuerdo a la
proporción que exista entre soluto y solvente, denominada
concentración. Las soluciones pueden ser clasificadas en :

I. INSATURADAS
II. Son aquellas en donde es posible seguir añadiendo mas soluto a la
solución, es decir que no se ha alcanzado la máxima solubilidad del
solvente.
III. SATURADAS
IV. Son soluciones en las que dada una temperatura, el soluto ya no se
disuelve completamente en el solvente.
V. SOBRESATURADAS
VI. En estas soluciones, el soluto esta presente en una cantidad
excesiva y se deposita en el fondo del recipiente a través del proceso de
cristalización.

IV. DILUIDAS.
Cuando la cantidad de soluto respecto al
solvente es muy pequeña . Por ejemplo:
1 gramo de azúcar en 100 ml de agua.
V. CONCENTRADAS
Cuando la cantidad de soluto respecto
al solvente es muy pequeña. Por
ejemplo: 25 gramos de azúcar en
100ml de agua.

SEGÚN SU
CONDUCTIVIDAD
ELÉCTRICA
Dependiendo de los componentes de la solución,
esta puede disolverse en iones y moléculas que
en el proceso de separación de la mezcla pierden
o ganan electrones, convirtiéndose en un
componente con exceso de carga (anión) o, por
el contrario con déficit de carga (catión). Cuando
este tipo de procesos ocurre, se dice que la
solución es electrolítica.

SEGÚN SU
OSMOLARIDAD
En este tipo de soluciones los solutos
son cristaloides o coloides, y el
solvente es una sustancia acuosa.
La osmolaridad es una unidad de
concentración de las sustancias
involucradas que cuantifica como
los moles del soluto afectan la
presión osmótica de la sustancia.
Así teniendo en cuenta este factor,
las soluciones pueden ser divididas
en:

✔ HIPOTÓNICAS: Son soluciones en la que
los solutos fuera de la membrana
osmótica tienen una baja concentración
en comparación con las sustancias de
adentro, esto origina una diferencia de
precisiones que hace que la solución
acuosa pase a través de la membrana
haciendo que esta aumente su tamaño.
✔ HIPERTÓNICAS: Al contrario del caso
anterior, en las soluciones hipertónicas la
concentración de soluto es mayor fuera
de la membrana que dentro de esta.
 ISOTÓNICAS: En este tipo de
soluciones la concentración del
soluto dentro y fuera de la
membrana osmótica es la
misma, por lo que la presión
osmótica se mantiene en
equilibrio en ambos lados.

Nuestro medio interno esta formado
por diferentes sustancias
mezcladas o reunidas en
soluciones. Pero las soluciones son
una de las formas en que se
clasifican las dispersiones.
Se llama dispersión a la mezcla de dos
sustancias. Este concepto incluye
tanto las mezclas en las que los
componentes se pueden ver a
simple vista como partes distintas
(fases). Por ejemplo: aceite en agua.
DISPERSIÓN

En las dispersiones aparecen dos
componentes perfectamente
diferenciados: fase dispersa y fase
dispersante.
La fase dispersa la constituyen las
partículas de una sustancia que por
la fuerza de difusión se introducen
en la otra, que es la fase
dispersante.
Las propiedades de las dispersiones
varían de acuerdo al tamaño de las
partículas.

Existen diferentes tipos de dispersiones
que son las combinaciones posibles
entre los tres estados de la materia:
sólido, líquido y gaseoso que son:
× Soluciones Verdaderas.
× Dispersiones Coloidales o coloides.
× Dispersiones finas: Suspensiones y
emulsiones.
CLASIFICACIÓN DE
DISPERSIONES.

SOLUCIONES
VERDADERAS
Son sistemas homogéneos formados por 2 o más
componentes, donde la cantidad del o los
componentes dispersos pueden variar entre
ciertos limites en forma continua.
Poseen las siguientes propiedades: ausencia de
sedimentación o separación y homogeneidad.
El soluto no puede separarse por filtración,
solamente por destilación o cristalización.
La fase dispersante se llama disolvente o solvente.

DISPERSIONES
COLOIDALES O
COLOIDES.
Las dispersiones coloidales son trasparentes como
las soluciones verdaderas, pero a diferencia de
ellas no son ópticamente vacías. Si se hace incidir
un rayo de luz sobre una dispersión coloidal, este
es reflejado y refractado por las partículas
coloidales, lo que permite observar la trayectoria
del haz de luz. Este fenómeno se denomina
efecto Tyndall.
Ejemplo de
dispersiones
coloidales: la
gelatina, cloruro
férrico en agua,
etc..

DISPERSIONES FINAS:
SUSPENSIONES Y EMULSIONES.
Debido a su mayor tamaño, las partículas de
la fase dispersa se hallan simplemente en
suspensión en el liquido que es la fase
dispersarte y acaban por sedimentar
luego de cierto reposo. Por filtración las
partículas dispersas se separan
fácilmente y generalmente son visibles a
simple vista.
 Cuando las dispersiones finas se
hallan formando por dos líquidos
toman el nombre de emulsiones.
 Si a las emulsiones se les deja en
reposo un tiempo prolongado se
separan los componentes de
acuerdo a sus densidades.
 Las propiedades de las dispersiones
dependen del tamaño de las
partículas de la fase dispersa.

Por ejemplo: arena agitada con agua; harina con agua
(sedimenta mas lentamente), agua con aceite. Por
filtración las partículas dispersas se separan fácilmente y
generalmente son visibles a simple vista.

Una emulsión es un coloide de dos o mas
inmiscibles líquidos donde uno líquido
contiene una dispersión de los otros
líquidos.
El proceso de convertir una mezcla líquida
en una emulsión se llama emulsificar.
× Estabilidad de una emulsión. Decimos
que una emulsión es estable cuando
mantiene sus propiedades durante un
suficientemente largo para el
propósito que motivó su preparación.
Existen algunas pruebas para
comprobar la estabilidad que son:
viscosidad contra tiempo,
centrifugación, análisis del tamaño de
gota por microscopio y
almacenamiento a altas temperaturas.
EMULSIÓN

CARACTERISTICAS
✔ Si la emulsión contiene más del
1% de la fase dispersa, la
emulsión no es estable,
separándose rápidamente de los
líquidos componentes en dos
capas.
✔ La emulsificación ayuda a la
digestión de las grasas en los
intestinos, facilitando el
metabolismo por las enzimas
llamadas Lipasas.
 El área total de la
superficie de las
partículas de un sistema
coloidal es enorme, en
comparación con una
masa igual de materia
compactada.
 Si la partícula coloidal es
esponjosa se tendrá un
área superficial todavía
mayor.

Las propiedades que son mas evidentes y por lo general mas
importantes son: facilidad de dilución (de ordinario con agua,
aunque acaso sea con algún disolvente selectivo), viscosidad,
color, estabilidad y si se forma la emulsión en el lugar donde
se usa finalmente, su facilidad de formación.
PROPIEDADES DE
LAS EMULSIONES

FASE
CONTINUA.
Aquella que es
predominante a
la otra, o sea,
aquella dentro
de la cual se
dispersa la fase
dispersa.
FASE
DISPERSA.
Aquella que es
minoritaria frente
a la otra, o sea,
que se dispersa
dentro de la otra.
TIPOS DE FASES

CLASIFICACIÓN DE
LAS EMULSIONES
Las emulsiones se clasifican en:
× Emulsiones directas
× Emulsiones inversas
× Emulsiones múltiples

× Son aquellas en
las que la fase
dispersa es una
sustancia
lipofílica (grasa
o aceite) y la
fase continua es
hidrofílica
(normalmente
agua).
× Ejemplos: leche,
mayonesa,
pintura y mas
productos
alimenticios.
•EMULSIONES DIRECTAS.

•EMULSIONES INVERSAS
× Por el contrario
son las que la
fase dispersa es
una sustancia
hidrofílica y la
fase continua es
lipofílica .
× Como ejemplos
son: fluidos
hidráulicos y la
mayoría cremas
cosméticas.

× Son las que como fase
dispersa contiene
emulsión inversa y la fase
continua es un liquido
acuoso.
× Ejemplos: es utilizado
básicamente en farmacia,
al permitir obtener una
liberación retardada de
los medicamentos.
•EMULSIONES MULTIPLES.

27
Solubilidad.
La interacción espontanea de 2 o mas
sustancias para formar una dispersión
molecular homogénea
La concentración de soluto en una
solución saturada a una temperatura
dad
Cualitativamente Cuantitativamente

Qué es solubilidad?
× La solubilidad de un compuesto químico se puede definir como la
máxima cantidad, expresada en gramos, que pueda disolverse de
éste en 100g de agua a una temperatura constante. En general, a
mayor temperatura, la solubilidad aumenta. Los datos reportados en
libros y tablas se encuentran a 25°C.
× En el caso de los compuestos iónicos, el proceso de disolución
involucra la disociación de los iones. Una gran cantidad de
compuestos iónicos son muy poco solubles en agua y su solubilidad
suele cuantificarse mediante el estudio del siguiente equilibrio:
MX(s) M+ (ac) + X- (ac)

Los
caracteres, polar o
apolar, son de gran
importancia en la
solubilidad, pues
gracias a estos, las
sustancias variarán
sus solubilidades.

La solubilidad de una sustancia es dependiente de la naturaleza, tanto
del soluto como del disolvente, así como también de la temperatura y
presión a la que esté sometido el sistema. La interacción de las
moléculas del disolvente con las del soluto, para conseguir formar
agregados se conocen como solvatación, pero si el disolvente es agua,
a este proceso se conocerá como hidratación.
La solubilidad se ve afectada por diferentes factores, y ésta
viene determinada por el equilibrio de las fuerzas internas que
existen entre los disolvente y los solutos. La temperatura o la
presión, son factores, que al romper el equilibrio, afectan a la
solubilidad.

× Es uno de los factores que influye en la
solubilidad, así, para muchos sólidos que
se encuentran disueltos en agua, la
solubilidad aumenta al verse también
aumentada la temperatura hasta los
100ºC. Sometidos a altas temperaturas,
la solubilidad de los solutos iónicos, se
ven disminuidos debido a que las
propiedades cambian y el agua se
convierte en menos polar, al reducirse la
constante dieléctrica.
× Sin embargo, los solutos en estado
gaseoso, muestran un comportamiento
algo complejo frente a la temperatura,
pues al elevarse la temperatura, los gases
tienen a volverse menos solubles ( en
agua), pero si más solubles en disolventes
de carácter orgánicos.
× Así, en los compuestos orgánicos, la
solubilidad, generalmente aumenta con
la temperatura.
La temperatura

Presión.
La presión es un factor que afecta la solubilidad de
los gases en líquidos pero no afecta la de los solidos
o líquidos, particularmente por que estos últimos
no son comprensibles.
El químico ingles William Henry hallo que la
solubilidad de un gas varia proporcionalmente con
su presión parcial, expresado como la “ley de
Henry” a través de la ecuación: s=k*pgas
una aplicación de la ley de Henry se halla en las
bebidas gaseosas o carbonatas, donde estas son
envasadas a alta presión con dióxido de carbono

Las reglas, obtenidas experimentalmente, hacen que las sustancias se puedan
clasificar en: Solubles, ligeramente solubles, o insolubles.
•Solubles: Son las sustancias con una solubilidad superior a 0.02 moles de
soluto por litro de disolución
•Ligeramente insolubles: son las sustancias que tienen una solubilidad
aproximada de 0.02 moles por litro.
•Insolubles: Son las sustancias que no llegan a tener una solubilidad de 0.02
moles por litros, pero dado que esta solubilidad no es del todo nula, se suele
conocer con el nombre de poco solubles.

Insolubles Soluble
× Aceite
× Petróleo
× Benceno
× Arena
× Arroz
× Oro
× Gasolina en
agua
× carbón
× Sal en agua
× Vinagre
× Vino
× Azúcar
× Acido sulfúrico
× Acido
clorhídrico
× Acido nítrico
× Acido fosfórico

Disolución.
✔ Disolución es el proceso mediante el cual se separan partículas de una fase
sólida y se mezclan molécula por molécula con el líquido y aparentemente
se vuelven parte de éste.
✔ La disolución es una propiedad extrínseca, depende de medios químicos,
físicos y cristalográficos (tamaño de partícula, formación de complejos,
propiedades superficiales, estrategias de implementación de la solubilidad
en la formulación.

× Los fármacos pueden ser
× Ác. orgánicos débiles: acetilsalicílico.
× Bases orgánicas débiles: procaína,
ranitidina.
× Sales de ellos: fenobarbital sódico
× Anfotéricos: sulfonamidas, tetraciclinas
El grado de ionización de los
electrolitos débiles depende del pH.
× El grado de ionización tiene una
influencia muy grande en la absorción,
distribución y eliminación del fármaco.
× La solubilidad de los fármacos que
contienen grupos ionizables se ve
afectada por el pH.
Ionización de Fármacos en solución.

Fármacos básicos.
× En las soluciones ácidas predomina
la forma disociada del fármaco.
× Son más solubles en soluciones
ácidas que en las básicas.
× pH-pKa= log (S0/s-s0)
× S = solubilidad del fármaco
× S0 = solubilidad de la forma no
disociada
Este pH corresponde a aquel
por arriba del cual el fármaco
se precipita como una base
libre.

REGLAS DE SOLUBILIDAD
1.- Son solubles las sales de los elementos del grupo 1, metales
alcalinos. También son solubles las sales que contienen al ión
amonio (NH4 + ).
2.- Son solubles las sales que contienen al anión nitrato, NO3 - .
3.- Las sales que contienen los aniones Cl- , Bry Ison, en general,
solubles. A excepción de las sales que estos aniones forman con
los cationes Ag+ , Pb2+ y Hg2+ .
4.- La mayoría de los sulfatos son solubles, con excepción de los
sulfatos de Ba2+, Pb2+, Ag+ y Sr2+ .
5.- La mayoría de los hidróxidos son poco solubles, excepto los
de los metales alcalinos.

6.- Los sulfuros son muy poco solubles, excepto los de los metales
alcalinos.
7.- Existen varios carbonatos muy poco solubles, como
los de los elementos del grupo 2 y los de Fe2+ y Pb2+ .
8.- Muchos cromatos, fosfatos y fluoruros son insolubles.
Ejemplos: PbCrO4, BaCrO4, Ca3(PO4)2, Ag3PO4, BaF2, MgF2,
PbF2.

El terminó soluble no tiene un significado preciso,
debido a estas variaciones. Aun en el caso de
solidos muy solubles, existe generalmente un
limite superior y aun la sustancia menos soluble
entrega a la solución algunas partículas por litro.
Si un compuesto posee una solubilidad superior a
1/10 e mol por litro (0,1 M) suele decirse que es
soluble. Si la solubilidad es menor que 0,1 M se
dice generalmente que se trata de una sustancia
ligeramente soluble o poco soluble . Si la solubilidad
es inferior a 10-3 M se dice a veces que la
sustancia es muy poco soluble y cuando la
solubilidad es inferior a 10-4 M se dice que es
insoluble
“Soluble”

Solubilidad en ácido
clorhídrico.
× Los compuestos que contienen grupos funcionales básicos, por ejemplo
aminas, hidracinas, hidroxiaminas, hererociclos aromáticos conteniendo
nitrógeno pero no amidas son generalmente solubles en acido clorhídrico
al 5%. En ciertas ocasiones una base orgánica puede formar un cloruro
insoluble simultáneamente al proceso de disolución de la base, dando la
impresión de que se trata de un producto insoluble en acido clorhídrico
al 5%

Solubilidad en agua.
× El agua es un disolvente altamente polar que posee
una elevada constante dieléctrica, y es capaz de actuar
tanto como de dador de hidrógeno como de aceptor.
En consecuencia las moléculas que poseen grupos muy
polares capaces de formar enlaces por puentes de
hidrógeno por el agua tendrán una solubilidad en el
agua superior a las moléculas que no poseen tales
grupos funcionales.

Solubilidad en hidróxido sódico
al 5%
✔ Los compuestos que contiene grupos funcionales
ácidos con pK menor que 12 se disolverán en
hidróxido sódico al 5% . Se incluyen en este grupo
los ácidos sulfonicos, los ácidos carboxílicos, los
compuestos dicarbonilicos los fenoles y los tioles
aromáticos, deben tomarse ciertas precauciones
dado que algunos compuestos pueden sufrir
reacciones con el hidróxido sódico por ejemplo los
esteres reactivos y los cloruros de ácidos
produciendo productos de reacción que pueden
ser solubles o insolubles en l disolución.

TIPOS DE UNIDADES DE
CONCENTRACIÓN.
FÍSICAS
QUÍMICAS.
QUÍMICAS:
Molaridad (M).
Molalidad (m).
Fracción
Molar (X).
Normalidad(N)
FÍSICAS:
Porcentuales.
Partes por
millón (ppm).
Partes por
billón (ppb).

Partes por millón
(ppm).
× Unidad de concentración empleada para soluciones muy
diluidas.
× Indica las partes de soluto por cada millón de partes de la
solución.
48

Molalidad (m).
× Número de moles de soluto disueltos en un
kilogramo de solvente (no solución).
51
Mol: cantidad
de materia
que poseen
las partículas

EJERCICIO DE MOLALIDAD:
× Calcule la Molalidad de una disolución de ácido sulfúrico, que
contiene 24.4 grs de ácido sulfúrico (H2SO4) en198grs de agua.
La masa molar del ácido sulfúrico es de 98.09 grs.
52

Fracción molar
(X).
• Relación de la cantidad de moles de cada
componente en relación a la totalidad de moles de la
disolución.
53
NOTA: La suma de las fracciones
molares de todos los componentes
debe ser igual a uno.
1/2

EJEMPLO DE FRACCION MOLAR.
54
• Calcular la fracción molar de cada una de las sustancias de la disolución de: 10 moles de
metanol, 1 mol de etanol y 8 moles de agua.
nt = moles totales de la disolución = N metanol + N etanol + N etanol = 10 + 1+ 8 = 19
X metanol = N metanol / nt = 10 / 19 = 0,53
X etanol = N etanol / nt = 1 / 19 = 0,05
X agua = N etanol / nt = 8 / 19 = 0,42
Podemos comprobar que la solución es correcta ya que la suma de las tres es igual a 1:
X metanol + X etanol + X agua = 0,53 + 0,05 + 0,42 = 1

También mencionada como concentración molar, la molaridad señala qué tan concentrado está
el soluto en la disolución, indicando cuantos moles de soluto hay en cada litro de disolución.
La molaridad es igual al número de moles dividido por el volumen de la disolución:
Molaridad = Número de moles de soluto / Volumen de disolución
M = n / V
Aunque pueden usarse diversas unidades, lo habitual es que se utilice mol/l (equivalente
a mol/dm3) para aludir a la molaridad.
55
Concentración molar o molaridad(M).
Un mol, por otra parte, es
la porción de sustancia de
un sistema que alberga el
mismo nivel de entidades
elementales que los
átomos contenidos
en 0,012
kilogramos de carbono 12.

 Es importante no confundir molaridad con molalidad ya que estas
son en función de otras cosas.
 La molaridad, al estar vinculada al volumen de la disolución,
depende de la presión y de la temperatura, al cambiar la presión o
la temperatura, también se modifica el volumen y, por lo tanto, la
molaridad.
 Para evitar este inconveniente, es frecuente que, a la hora de
trabajar con molaridad, se recurra a factores o coeficientes que
permitan corregir la temperatura.

Ejemplos de moralidad:
1.- Para una disolución de 0.5 litros de Hidróxido de Magnesio [Mg(OH)2], y si el
Peso Molecular del Hidróxido de Magnesio es de 58 g/mol. Se tienen 36 gramos
de éste.
2.- Para una disolución de 1 litro de Hidróxido de Calcio [Ca(OH)2], y si el Peso
Molecular del Hidróxido de Calcio es de 74 g/mol. Se tienen 42 gramos de éste.

× La
concentración normal o normalidad (
N), se define como el número de
equivalentes de soluto por litro de
solución:
Concentración normal o normalidad

 La normalidad indica qué tan reactiva es la solución de la
especie disuelta, en lugar de qué tan alta o diluida es su
concentración. Se expresa con los gramos-equivalentes
por litro de solución (Eq/L).
 La IUPAC ha aconsejado dejar de usarla para expresar las
concentraciones de las soluciones.
 Sin embargo, se sigue utilizando en las reacciones ácido-
base, empleadas ampliamente en volumetría. Esto se debe
en parte a que, considerando los equivalentes de un ácido
o una base, ya que los ácidos y las bases siempre se
comportan del mismo modo frente a todos los escenarios:
liberan o aceptan iones hidrógeno, H+.

Ejemplos de normalidad.
1.- Para una disolución de 0.5 litros de Hidróxido de Magnesio
[Mg(OH)2], y si el Peso Molecular del Hidróxido de Magnesio es
de 58 g/mol. Se tienen 36 gramos de éste.
2.- Para una disolución de 1 litro de Hidróxido de Calcio
[Ca(OH)2], y si el Peso Molecular del Hidróxido de Calcio es de
74 g/mol. Se tienen 42 gramos de éste.

Titulación o análisis
volumétrico
✔ La titulación también es conocida como titrimetria o análisis
volumétrico. Donde el producto químico de concentración
desconocida se denomina analito o titulador. El volumen de
reactivo que reacciona (por lo general para producir un
cambio de color) es denominado volumen de titulación.

✔ La titulación también es conocida como titrimetria o análisis volumétrico. Donde el producto
químico de concentración desconocida se denomina analito o titulador. Una solución estándar de
un reactivo de concentración conocida se la denomina valorante o valorador. El volumen de
reactivo que reacciona (por lo general para producir un cambio de color) es denominado volumen
de titulación.
La concentración de analito puede calcularse usando la fórmula:
Ca = Ct VtM/Va
Dónde:
Ca, es la concentración de analito, generalmente en molaridad
Ct, es la concentración de valorante, en las mismas unidades
Vt, es el volumen de titulante, generalmente en litros
M, es la relación molar entre el analito y el reactivo a partir de la ecuación química equilibrada
Va, es el volumen de analito, generalmente en litros
C+OMO SE REALIZA?

¿Qué es la ósmosis?
✔ La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe
aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a
través de una membrana semipermeable. La presión osmótica es
una de las cuatro propiedades coligativas de las soluciones
(dependen del número de partículas en disolución, sin importar su
naturaleza.

✔ Cuando se colocan soluciones de distinta concentración, separadas
por una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las
moléculas de disolvente pero no las de los solutos), las moléculas
de disolvente, pasan habitualmente desde la solución con menor
concentración de solutos a la de mayor concentración.

Presión osmótica
× Esquema del modo de acción de la presión
osmótica. En azul se representan las
moléculas de disolvente y en rojo las de
soluto. La disolución más concentrada se
denomina hipertónica y la diluida hipotónica.
× produce el pasaje de moléculas de solvente, a
través de la membrana, hacia la parte de
mayor concentración
× Además aparece una diferencia de altura h y
en consecuencia una presión hidrostática

Historia
× Las primeras investigaciones sobre la presión
osmótica fueron realizadas en 1748 por el
abad francés Jean Antoine Nollet, quien
descubrió la existencia de las membranas
semipermeables.
× No obstante, el descubrimiento de la ósmosis
en membranas semipermeables se le atribuye
a Henri Dutrochet. Construyó el primer
dispositivo experimental para observar la
presencia de la presión osmótica, denominado
osmómetro.

Teorías
× Se han propuesto
diversas teorías para
explicar la causa de la
ósmosis. La primera
teoría fue la del
bombardeo de van't
Hoff, que está basada
en la analogía entre la
ecuación de la presión
osmótica y la ley de los
gases ideales.
× De este problema surge
otra teoría, que
considera el bombardeo
de las moléculas de
disolvente; en esta
teoría las moléculas de
disolvente bombardean
la membrana
semipermeable de
manera desigual y
provocan la ósmosis y la
presión osmótica,
aunque la diferencia de
presiones aumente con
la cantidad de soluto.

Magnitud de la
presión osmotica
× La presión osmótica, como su nombre
indica, es una presión, y por tanto tiene las
mismas unidades que el resto de presiones,
es decir, Pascales (Pa) en el Sistema
Internacional, aunque tradicionalmente
también se utilizan las atmósferas (atm).
× La molaridad mide la cantidad de masa del
soluto por volumen de disolución. La
molaridad y la presión osmótica son dos
magnitudes relacionadas
proporcionalmente

Relación entre presión osmótica y
entropía.
× El paso de disolvente hacia la
disolución representa un aumento de
entropía del sistema.
× Las moléculas de soluto aumentan su
desorden al diluir la disolución
mezclándose con el disolvente que
atraviesa la membrana, ya que las
moléculas de soluto tienen más
espacio para moverse, lo que
representa un mayor número de
posiciones disponibles (mayor
desorden), y, por tanto, una mayor
entropía.

La presión osmótica en la
naturaleza
× Presión osmotica en el medio interno: Las células
de los organismos están rodeadas por fluidos
acuosos. Las membranas celulares son
permeables al agua, al oxígeno, al nitrógeno, al
dióxido de carbono, y a otras moléculas orgánicas
de pequeño tamaño, como glucosa o aminoácidos
× Osmorreceptores: Existen unas células
especializadas en detectar cambios de la presión
osmótica en los líquidos corporales, pueden
localizarse en algunas estructuras, como en el
hipotálamo, en las arterias, entre otros lugares.
× Absorción de agua en vegetales y organismos
osmófilos

Aplicaciones.
× Científicas: Una de las aplicaciones científicas de la
presión osmótica es la determinación de masas
moleculares o masas molares, de macromoléculas. A
partir de la ecuación de van't Hoff se puede despejar la
masa molar M.
× Analíticas: En los laboratorios se puede determinar la
concentración total de partículas en disoluciones
osmóticamente activas, lo que se conoce como
osmolaridad u osmolalidad, midiendo la presión
osmótica
× Industriales: En la industria se emplea la ósmosis
inversa.

¿Qué es la presión de vapor ?
× La presión de vapor es la presión que ejerce la fase
gaseosa o vapor sobre la fase líquida en un sistema
cerrado a una temperatura determinada, en la que
la fase líquida y el vapor se encuentran en
equilibrio dinámico.
× Esta propiedad posee una relación inversamente
proporcional con las fuerzas moleculares, debido a
que cuanto mayor sea el módulo de las mismas,
mayor deberá ser la cantidad de energía
entregada (ya sea en forma de calor u otra
manifestación) para vencerlas y producir el
cambio de estado.

✔ El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanto mayor sea la
superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la
evaporación del líquido; del mismo modo que un charco de agua extenso
pero de poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero
de mayor profundidad que contenga igual cantidad de agua.
✔ Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos para igual presión

Magnitud de la presión de vapor
✔ La presión de vapor es medida en unidades estándar de
presión. El Sistema Internacional de Unidades (SI) reconoce
la presión como una unidad derivada de la fuerza ejercida a
través de un área determinada; a esta unidad se le conoce
por el nombre de pascal (Pa). Un pascal es equivalente a un
newton por metro cuadrado (N·m-2 ó kg·m-1·s-2).
✔ El isoteniscopio es un aparato empleado para la medición de
la presión de vapor de sustancias en fase líquida. Consta de
un manómetro y un recipiente en el cual se introduce la
sustancia cuya presión de vapor se va a medir.

Presión de vapor y punto de ebullición
✔ Un líquido está, a cualquier temperatura, en
equilibrio con su propio vapor cuando las
moléculas de este están presentes en una cierta
concentración. En este caso hablamos de
equilibrio cuando se alcanzan las condiciones de
saturación (se iguala evaporación con
condensación). La presión que corresponde a esta
concentración de moléculas gaseosas se llama
presión de vapor del líquido a la temperatura dada.

✔ La temperatura para la cual la presión de vapor de un
líquido iguala a la presión externa se denomina punto de
ebullición del líquido, asimilado al cambio de fase. A esta
temperatura aparecen en el líquido burbujas de vapor que
escapan de la superficie.

INTRODUCCION
El punto crioscopico es la disminución de la temperatura del punto de congelación
que experimenta una disolución respecto a la del disolvente puro. El descenso
crioscópico se puede explicar a partir de la variación de entropía que se produce
durante el cambio de fase. Esto también actúa en animales pequeños e incluso en
nuestra vida cotidiana en diferentes situaciones.

El punto crioscopico es la disminución de la temperatura del punto de congelación que
experimenta una disolución respecto a la del disolvente puro. Es una de las propiedades
coligativas, es decir, la magnitud del descenso depende de la relación entre el número de las
partículas de soluto y las de disolvente. Por lo tanto, para un disolvente determinado, muy
frecuentemente el agua, solo depende del número de partículas de soluto disuelto y no de
su naturaleza. Cualquier soluto, a igual molalidad, produce el mismo efecto.

× El descenso crioscópico se puede explicar a partir
de la variación de entropía que se produce durante
el cambio de fase. La entropía es una medida del
desorden del sistema. Así, un sólido puro está más
ordenado que un líquido puro, y por lo tanto, este
último tiene una mayor entropía, un mayor
desorden. El desorden es debido a que las
partículas (moléculas, átomos o iones) de un sólido
ocupan una posición fija y solo vibran alrededor de
esa posición. Por el contrario, en un líquido las
partículas están en movimiento y no tienen una
posición determinada. Una disolución líquida tiene
más desorden que un líquido puro ya que en la
disolución, además de las partículas del disolvente
en movimiento, también se encuentran las
partículas de soluto en movimiento, lo que hace
que el sistema esté más desordenado. Podemos
ordenar los sistemas de más a menos entropía.

La variación de entropía que se produce durante un cambio de estado, en este
caso de líquido a sólido, es la diferencia de entropía entre los estados final e
inicial. En el caso de un disolvente puro, la variación corresponde a la
diferencia de entropía entre el disolvente sólido y el disolvente líquido y se le
llamará ∆fusS*; en el caso de una disolución, la variación de entropía es la
diferencia entre la entropía del disolvente sólido y la disolución, y se le llamará
∆fusS. Esta última es superior a la primera porque la disolución tiene más
entropía que el disolvente líquido. Por lo tanto:

EL AGUA MARINA
✔ La temperatura del agua de los océanos Ártico y
Antártico, en sus respectivos inviernos, llega a
bajar varios grados Celsius bajo cero, hasta un
mínimo de -2 °C. El agua que se encuentra en
contacto con la atmósfera alcanza temperaturas
mucho más bajas y llega a congelarse.

SERES VIVOS CON
ANTICONGELANTES
✔ Algunos animales evitan la congelación usando
anticongelantes fisiológicos. Se trata de solutos
elaborados o incorporados a sus líquidos
corporales durante las estaciones frías, con los que
incrementan la concentración total de solutos y
reducen la temperatura de congelación.

CONTROL DE CALIDAD
INDUSTRIAL
× El descenso crioscópico se
utiliza en la industria para
determinar masas
moleculares de productos
químicos que se fabrican, al
igual que se hace a nivel de
laboratorio.

✔ Existen múltiples aplicaciones analíticas
para el descenso crioscópico de los
líquidos corporales (sangre, orina,
lágrimas, etc.).
ANÁLISIS CLINICOS

ANTICONGELANTES
× La disminución de la
temperatura de congelación
de un disolvente debido a la
presencia de un soluto se usa
para evitar la solidificación
del agua de refrigeración en
los motores de combustión.

PUNTO DE EBULLICIÓN
✔ INTRODUCCIÓN
Conocer el punto de ebullición de algún material o sustancia es
muy importante para le uso de aplicaciones científicas o de
ingeniería, ya que de esta forma como se puede llegar a conocer
las temperaturas ideales de trabajo, la energía absorbida en el
cambio de fase, seleccionar el material de acuerdo a la exigencia
de calor, entre otros.

¿QUÉ ES EL PUNTO DE
EBULLICION?
× La ebullición es la vaporización rápida que realiza un líquido, que
generalmente ocurre cuando éste se calienta a una temperatura tal que
su presión de vapor está por encima de la presión que se encuentra en el
medio externo.

¿PARA QUÉ SIRVE EL
PUNTO DE EBULLICION?
× Podemos decir que el proceso de
la ebullición consiste en un
fenómeno físico por medio del
cual un líquido es capaz de
modificar su estado para volverse
gaseoso. Este paso del estado
líquido al gaseoso se produce
cuando la temperatura que
envuelve por completo al líquido
alcanza el denominado punto de
ebullición a una presión
determinada.

¿CUÁL ES SU APLICACIÓN?
× La aplicación más importante es la de
lograr conocer la pureza que tiene una
determinada sustancia. También se
utiliza para poder elevar la temperatura
de un determinado producto y para el
adecuado funcionamiento de las
máquinas de vapor.

• Robert W. Parry, Luke E. Steiner, Robert L. Tellefsen, Phyllis M. Dietz.(1973). Química fundamentos
experimentales. Recuperado de: https://books.google.com.mx/books?id=bK2DuoN8g-
gC&pg=PA123&dq=solubilidad&hl=es-
419&sa=X&ved=0ahUKEwiFxtjg0LbpAhXBXM0KHaaeBWsQ6AEISDAE#v=onepage&q&f=true
• Nestor Riaño Cabrera. (2007). Fundamentos de química analítica básica. Universidad de Caldas. Recuperado de
https://books.google.com.mx/books?id=CfxqMXYfu7wC&pg=PA27&dq=solubilidad&hl=es-
419&sa=X&ved=0ahUKEwjt1pr13LbpAhUFbq0KHTj-CoIQ6AEIKDAA#v=onepage&q&f=true
• Equilibros de solubilidad. (s.f). Recuperado de:
http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/P11_Equilibrios_solubilidad_27477.pdf
• Reglas de solunilidad. (s.f). Recuperado de :
https://www.uaem.mx/olimpiadas/quimica/2014/colaborativa/Reglas%20de%20solubilidad.pdf
• Unidades de concentración. (s.f). Recuperado de:
http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Texto_de_apoyo_Expresiones_de_concentracion_31577.pdf
• ¿Qué es una solución?´. (s.f). Recuperado de: https://www.tplaboratorioquimico.com/quimica-
general/reacciones-quimicas/que-es-una-solucion.html
• Sistemas dispersos. Soluciones. Coloide. (s.f). Recuperado de https://www.saberdeciencias.com/apuntes-de-
quimica//133-quimica-sistemas-dispersos-soluciones-coloidales
• Josep Boatella Riera. (OCT.2004) . Química y Bioquímica de los alimentos. Recuperado
de:https://books.google.com.mx/books?id=swXN8dUFew0C&pg=PA23&dq=Emulsión+química&hl=es&sa=X&v
ed=0ahUKEwjP_7Lv8aLpAhVGKqwKHYblBCoQ6AEIJjAA#v=onepage&q=Emulsión%20química&f=false
• REID,Robert C y SHERWOOD, Thomas K. propiedades de los gases y líquidos. Unión tipográfica editorial
hispano-americana. México.1968.
• Castillo, L.F. (1997). El fenómeno mágico de la ósmosis. Fondo de Cultura Económica.
94
BIBLIOGRAFÍA:

SOLUCIONES. equipo 3, seccion 13.pptx

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

Similar a SOLUCIONES. equipo 3, seccion 13.pptx

Similar a SOLUCIONES. equipo 3, seccion 13.pptx (20)

Último

Último (20)

SOLUCIONES. equipo 3, seccion 13.pptx