Libro de Quimica II Bloque 3

Comprende la utilidad de los sistemas dispersos.

Unidad de competencia:

Identifica las características distintivas de los sistemas dispersos (disoluciones, coloides

suspensiones), calcula la concentración de las disoluciones y comprende la utilidad de los

sistemas dispersos.

Atributos a desarrollar en el bloque:

3.2 Toma decisiones a partir de la valoración de las consecuencias de distintos hábitos de

consumo y conductas de riesgo.

4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, Matemáticas o

gráficas.

5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo cómo cada

uno de sus pasos contribuye al alcance de un objetivo.

5.2 Ordena información de acuerdo a categorías, jerarquías y relaciones.

5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de

fenómenos.

5.4 Construye hipótesis y diseña y aplica modelos para probar su validez.

5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar

información.

6.1 Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y

discrimina entre ellas de acuerdo a su relevancia y confiabilidad.

6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus propios puntos de vista al conocer

nuevas evidencias, e integra nuevos conocimientos y perspectivas al acervo con el que

cuenta.

7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimientos.

8.1 Propone manera de solucionar un problema y desarrolla un proyecto en equipo,

definiendo un curso de acción con pasos específicos.

8.2 Aporta puntos de vista con apertura y considera los de otras personas de manera

reflexiva.

8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con

los que cuenta dentro de distintos equipos de trabajo.

Tiempo asignado: 17 horas

54

88 COMPRENDE LA UTILIDAD DE LOS SISTEMAS DISPERSOS

Secuencia didáctica 1.

Mezclas homogéneas y heterogéneas.

Inicio

Evaluación

Actividad: Producto: Puntaje:

Saberes

Conceptual Procedimental Actitudinal

Autoevaluación

C MC NC Calificación otorgada por el

docente

Actividad: 1

Elabora un mapa conceptual en el que relaciones los siguientes términos:

Átomos

Compuestos

Elementos

Heterogéneas

Homogéneas

Materia

Mezclas

Sustancias puras

55

89 BLOQUE 3

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Mapa conceptual. Puntaje:

Saberes


Caracteriza: elemento,

compuesto, mezclas

homogéneas y mezclas

heterogéneas.

Analiza las propiedades de los

elementos, compuestos y

mezclas para diferenciarlos.

Se expresa con exactitud.

Autoevaluación


docente

Actividad: 2

Clasifica los siguientes materiales en elemento, compuesto o mezcla y señala la casilla

correspondiente. Menciona otros ejemplos para completar la tabla. Compara tus respuestas con

las de tus compañeros.

Ejemplo

(material)

Elemento Compuesto Mezcla

homogénea

Mezcla

heterogénea

Pozole

Oxígeno

Aspirina

Sopa de verduras

Moneda de cinco pesos

Detergente

Jarabe

Choco milk

Perfume

Malteada

Dióxido de carbono

Agua de mar

Barra de chocolate

Helio

Moneda de cincuenta centavos

56


Evaluación

Actividad: 2 Producto: Puntaje:

Saberes


Distingue entre elemento,

compuesto, mezcla

homogénea y mezcla

heterogénea.

Utiliza materiales cotidianos para

ejemplificar conceptos.

Está atento a las formas en que

se presenta la materia en su

vida diaria.

Autoevaluación


docente

Desarrollo

Elemento, compuesto y mezcla.

La materia se define como todo lo que tiene masa y ocupa un espacio. En el curso de Química 1 se mencionó

que el mundo natural que nos rodea está constituido por materia. Se señaló que todo aquello que impactaba a

nuestros sentidos era materia. Toda la materia se puede clasificar en sustancias puras y mezclas, como se

muestra en la figura.

Las sustancias puras se pueden clasificar en elementos y compuestos. Los elementos son sustancias que

contienen una sola especie de átomos. Entre ellos hay varias sustancias con las que se tiene familiaridad: el

oxígeno de la atmósfera, el aluminio en el papel aluminio, el hierro en los clavos, el cobre en los alambres

conductores eléctricos, y el mercurio en los termómetros. Los elementos son los componentes de todas las

demás sustancias.

Materia

Sustancias puras

Elementos

Elementos átomicos

Na, K, Mg, C..

Elementos

moleculares

H2,O

3, Cl

2..

Compuestos

Compuestos

moleculares

CO2, H

2O, CH

4..

Compuestos iónicos

NaCl,CaO,KI..

Mezclas

Homogéneas

Soluciones

Agua de mar,

aleaciones...

Heterogéneas

Agregados

Grava, mármol...

Suspensiones

Agua turbia,

medicamentos

agitables,...

Coloides

Humo,

gelatina,crema...

57

91 BLOQUE 3

Los compuestos o sustancias como el agua o la sal de mesa contienen más de un elemento, combinado

químicamente en proporciones fijas. Por ejemplo, el agua (H2O) siempre contiene 88.8 % en peso de oxígeno y 11.2%

de hidrógeno. Las sustancias puras también tienen propiedades químicas y físicas constantes. Cuando es pura, la sal

de mesa tiene la misma composición de la sal extraída de minas muy profundas o la que se obtiene evaporando agua

de mar.

Las mezclas, como por ejemplo una malteada, tienen distinta composición de una muestra a otra, y en consecuencia

sus propiedades son variables. Si se compara una malteada preparada en casa con las que se prueban en una

nevería o restaurante se encontrará que no son iguales. Varían en su aspecto, aroma y sabor, debido a diferencias en

su composición.

Es común encontrar mezclas en la naturaleza; basta observar el entorno y percatarse que se vive en un mundo de

mezclas. Pero ¿Cómo se forman las mezclas? Cuando dos o más sustancias se combinan y cada una de ellas

conserva sus características físicas y químicas esenciales se forma una mezcla. Una mezcla no modifica las

propiedades originales de sus componentes.

Las mezclas se caracterizan por presentar diversas composiciones, es decir, las sustancias que las constituyen

pueden encontrarse en distintas cantidades. Otra característica de las mezclas es la facilidad para separar sus

componentes originales. Por eso se dice que las mezclas se separan por métodos físicos, en los que suelen

implicarse algunos tipos de energía. La composición de las mezclas varía ampliamente debido a que cada

componente retiene sus propiedades. Sin embargo, gracias a ello se pueden separar los componentes originales de

la mezcla.

Existen dos tipos de mezclas. Una, en la que se pueden distinguir con facilidad los rasgos de las

sustancias que forman la combinación, lo que implica que la apariencia de la mezcla no es

uniforme. En este caso se ha formado una mezcla heterogénea. La distribución de sus partículas

no es uniforme, y por lo tanto la composición en todos sus puntos no es la misma, por ejemplo el

granito o una ensalada de frutas. Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso.

Por el contrario, cuando se mezclan sustancias de modo que la apariencia final de la

combinación de sustancias no permite distinguir fácilmente algunas propiedades originales

(aunque siguen existiendo) o bien las sustancias que las forman, entonces la combinación es

una mezcla homogénea. Sus partículas están colocadas de manera uniforme y su composición

se mantiene constante en cualquiera de sus partes. Por ejemplo, el azúcar en agua, el aire y

latón. Al igual que las mezclas heterogéneas las mezclas homogéneas se pueden presentar en

estado sólido, líquido o gaseoso. Sin embargo, la mayoría de las mezclas homogéneas son

líquidas y se conocen como soluciones.

En Química se denomina sistema a una porción del Universo que se aísla para su estudio, sistemas que pueden ser

homogéneos y heterogéneos.

Un sistema homogéneo es aquél que posee idénticas propiedades físicas en toda su extensión debido a que sus

constituyentes, por su composición y estructura interna, se encuentran uniformemente mezclados entre sí. Por lo

tanto, no se distinguen superficies de separación o fases entre sus constituyentes; por ejemplo el aire, el alcohol

mezclado con agua o una porción de sal disuelta en agua.

Un sistema heterogéneo es aquél que no es uniforme por completo, ya que presenta porciones con ciertas

propiedades físicas distintas, porciones limitadas por fases o interfases que difieren por su composición y estructura

interna; por ejemplo: lodo, conjunto agua-aceite, nube de polvo, mezcla de hierro, arena, agua y hielo.

Una porción físicamente distinta de materia que es uniforme en su composición y propiedades se llama fase.

Los materiales homogéneos consisten en una sola fase.

Los materiales heterogéneos consisten en más de una fase.

58


Nota. Debe observarse que en determinados casos no es fácil descubrir la naturaleza homogénea o heterogénea de

un sistema o de un cuerpo. Para que un sistema sea calificado como heterogéneo no es necesario que sus

constituyentes tengan distinta composición química. Así, un sistema de agua líquida y pedazos de hielo se considera

heterogéneo, a pesar de que el agua y el hielo tienen la misma composición química. En ciertos casos, para observar

la verdadera naturaleza homogénea o heterogénea se necesita recurrir a medios auxiliares de observación, como las

lupas y el microscopio; por ejemplo, en el examen de las finísimas partículas de arcilla en el agua turbia o la leche.

Métodos de separación de mezclas.

La separación de mezclas es una tarea fundamental de laboratorio y también del campo industrial, ya que en nuestro

planeta la mayoría de los materiales se encuentran mezclados y hay que purificarlos. La finalidad de la separación es

obtener sustancias puras a partir de mezclas, con un grado de pureza que permita aplicarse en la fabricación de

medicinas, alimentos y otros productos químicos de importancia para el ser humano. Algunas veces obtener una

sustancia pura implica una serie de purificaciones continuas hasta separar los componentes de la mezcla en sus

propiedades específicas.

Dado que en una mezcla se conservan las propiedades originales de las sustancias que la forman, es posible

recuperarlas por distintos métodos, utilizando diferentes técnicas, las cuales se basan en las propiedades físicas de

las sustancias como por ejemplo, el punto de ebullición, el punto de fusión y la densidad, entre otras. Dichos

métodos también dependen del tipo de mezcla (homogénea o heterogénea), así como del estado de agregación en

que se presentan.

A partir de esas propiedades, pueden plantearse métodos físicos de separación como los que se indican en la

siguiente tabla.

Método Propiedad

Centrifugación Fuerza centrífuga sobre las partículas más

densas

Cristalización Diferencia de solubilidad en disolventes fríos y

calientes

Cromatografía Diferencia de difusión de una sustancia a través

de otra fija

Decantación Diferencia de densidad, se utiliza cuando la

diferencia es muy evidente

Destilación Diferencia en el punto de ebullición

Evaporación Diferencia en el punto de evaporación de los

componentes de la mezcla

Extracción Diferencia en la solubilidad en dos disolvente

inmiscibles

Filtración Tamaño de la partícula y baja solubilidad

Imantación Propiedades magnéticas de los componentes

Sedimentación Diferencia de densidades

Sublimación Diferencia en el punto de sublimación

Tamizado Tamaño de las partículas en relación con el

diámetro de los orificios de la malla

En el caso de mezclas heterogéneas, algunos de los métodos de separación son los siguientes: sedimentación,

decantación, filtración, sublimación, centrifugación, magnetización o imantación. Las mezclas homogéneas se

pueden separar por los siguientes métodos: cristalización, evaporación, destilación y cromatografía.

59

93 BLOQUE 3

Las siguientes figuras ilustran algunos métodos de separación de mezclas:

Filtración

Destilación

Decantación

Imantación

Tamizado

Cromatografía

60


La mayoría de los materiales naturales se encuentran mezclados y hay que purificarlos para su aprovechamiento; así

que la separación de mezclas se vuelve una tarea fundamental para los químicos y se aplica en diversos procesos de

laboratorio o industriales. En la siguiente tabla se muestran algunas de sus aplicaciones.

Imágenes de planta de desalinización de agua de mar y obtención de sal a partir de agua de mar.

Método de separación Aplicación industrial

Centrifugación

Fabricación de azúcar. Separación de polímeros. Separación de

sustancias sólidas de la leche. Separación del plasma de la

sangre. En análisis químicos y de laboratorio (sangre, orina).

Separación de la miel de la cera del panal.

Cristalización Producción de azúcar, sal y antibióticos.

Cromatografía Separación de pigmentos y de proteínas. Obtención de

colorantes para cosméticos.

Decantación Separación del petróleo mezclado en agua de mar. Tratamiento

de aguas residuales. Separación de metales.

Destilación

Obtención de licores y de alcohol etílico de 96°

Extracción de aceites. Obtención de productos derivados del

petróleo.

Evaporación

Concentración de jugos de frutas. Obtención de la sal de mar y

de otras sales. Fabricación de leches concentradas.

Deshidratación de frutas.

Filtración Purificación o clarificación de la cerveza y del agua. Fabricación

de filtros de aire.

Sublimación

Purificación de ácido benzoico, purificación de azufre. Separación

de compuestos orgánicos. Fabricación de hielo seco.

Liofilización.

61

95 BLOQUE 3

Actividad: 3

En equipo con base en la explicación de su maestro y la lectura del tema “Elemento,

compuesto y mezcla”, completen las siguientes tablas. Pueden consultar otras fuentes de

información. Comparen sus respuestas con los otros equipos.

Mezcla Tipo Usos

Refresco (Coca Cola®) Mezcla Homogénea Bebida gaseosa, aperitivo.

Completen los espacios vacíos de la siguiente tabla, analicen el ejemplo completo y utilícenlo como

guía.

Tipo de mezcla

(componentes)

Método de separación

(propiedades físicas)

Ejemplo (s)

Sólido con sólido

Fierro y azufre, virutas de aluminio y papel

Sublimación Yodo y arena

Sal y arena

Filtración

Petróleo , vinagre y agua

Sólido soluble en líquido

Licuefacción y posteriormente

destilación fraccionada

Solubilidad en un líquido

Difusión

62


Evaluación

Actividad: 3 Producto: Tablas Puntaje:

Saberes


Caracteriza mezclas

homogéneas y heterogéneas e

identifica los métodos de

separación de sus

componentes.

Ejemplifica los tipos de mezclas

usando materiales de su

entorno y elige un método de

separación.

Colabora en el trabajo grupal,

haciendo aportaciones

relacionadas con las

características de las mezclas.

Coevaluación


docente

Actividad: 3 (continuación)

Considerando los componentes de cada mezcla y sus características individuales,

identifiquen el tipo de mezcla y el método apropiado para su separación.

Si tienen dudas o no conocen las características de las sustancias pueden preguntar a

su profesor.

Mezcla Tipo

(homogénea o heterogénea)

Método de separación

Carbón vegetal y agua

Colorantes para alimentos y agua

Limadura de hierro y talco

Componentes sólidos que contiene

la sangre

Aceite comestible y agua

Granos de frijol y arroz

Carbonato de calcio y harina

Aceite para autos y agua

Mezcla de arena y grava

Sal de mesa y agua

63

97 BLOQUE 3

Cierre

Actividad: 4

En equipo, realicen los siguientes experimentos y resuelvan lo que se indica en cada

caso.

"ENTRE MEZCLAS"

MATERIAL:

1 tubo de ensaye mediano

1 colorante vegetal (Kool Aid®)

Agua

Aceite comestible

PROCEDIMIENTO:

En un tubo de ensayo agregue la mitad de agua y una gota de colorante vegetal y agite. Después de agitar,

agregue aceite comestible en el mismo tubo y observe.

La disolución del colorante en el agua es un fenómeno ¿Físico o químico? ¿El agregar aceite al agua constituye

un fenómeno físico o químico?

La mezcla de colorante y agua es un sistema ¿Homogéneo o heterogéneo? ¿Y la mezcla de agua con el aceite?

Respuestas:

64


Evaluación

Actividad: 4 Producto: Experimentos Puntaje:

Saberes


Identifica propiedades de las

sustancias de una mezcla y las

utiliza en su separación.

Realiza actividades

experimentales, considerando las

propiedades de las sustancias de

una mezcla.

Es cuidadoso en el desarrollo

del trabajo experimental.

Coevaluación


docente


Realicen en equipo los siguientes experimentos y resuelvan lo que se indica en cada

caso.

"SEPARANDO COLORES"

MATERIAL:

1 plumón de agua de tinta verde

1 plato de vidrio (o vaso grande)

1 gotero

1 papel filtro

20 ml de alcohol de caña comercial

PROCEDIMIENTO:

Con un plumón de tinta verde, haga un punto grueso en el centro de un papel filtro. Ponga el papel filtro sobre

un plato de vidrio y con la ayuda de un gotero deje caer una gota de alcohol sobre el punto verde. Deje que se

absorba el alcohol, después deje caer otra gota de alcohol. Agregue así algunas gotas de alcohol sobre el

centro del papel filtro, teniendo cuidado de que la gota antecedente haya sido absorbida por el papel.

Expliquen lo sucedido.

¿Qué habría sucedido si en vez de plumón verde se utiliza plumón negro o azul?

65

99 BLOQUE 3


Disolución, suspensión y coloide.

Inicio

Evaluación

Actividad: 1 Producto: Cuestionario Puntaje:

Saberes


Identifica los fenómenos de

solubilidad y concentración en

sustancias de uso común.

Argumenta sus respuestas y las

expresa por escrito.

Resuelve con seguridad una

serie de cuestionamientos.

Autoevaluación


docente

Actividad: 1

Responde cada uno de los siguientes cuestionamientos. Al finalizar comentar las

respuestas con el resto del grupo.

¿Qué diferencia existe entre un jugo de naranja concentrado y un jugo de naranja natural?

¿Cómo se puede saber qué bebida contiene mayor cantidad de alcohol?

Menciona 5 ejemplos de sustancias solubles en agua y 5 sustancias insolubles.

Explica la importancia de los procesos de separación de mezclas.

¿Por qué algunos medicamentos (jarabes) en presentación líquida se deben agitar antes de tomarlos y otros

no?

66


Desarrollo

Por lo general los jóvenes se rodean de personas que se parecen a ellos tal vez no físicamente, pero sí en la forma de

pensar o en las cosas que les gustan. Los amigos tienen “afinidad” entre sí. Por el contrario, si dos personas son muy

diferentes, es común decir que son como “el agua y aceite”. Este refrán se basa en las propiedades químicas de

estos líquidos que no se mezclan. La razón es que las moléculas de agua son polares y las del aceite son no polares.

Para que dos líquidos se puedan mezclar uniforme y fácilmente, se requiere que sus moléculas tengan una polaridad

parecida, esto es, que sean afines entre sí. Cuando dos sustancias no afines hacen contacto, aparece entre ellas una

zona de separación, una frontera llamada interfase.

En la naturaleza se encuentra un número ilimitado de tipos de mezclas que coexisten en ella y tienen un papel

primordial en los distintos sistemas químicos, físicos y biológicos. Como los componentes de las mezclas están

formados por partículas (moléculas, átomos o iones) se entiende que entre las partículas se da un dispersión

provocándose la mezcla, es por eso que a las mezclas también se les conoce como sistemas de dispersión. Estos

sistemas de dispersión se clasifican en tres importantes clases: disoluciones, coloides y suspensiones.

Disoluciones o soluciones.

Gran porcentaje de las reacciones químicas que ocurren constantemente en la naturaleza son reacciones que se

realizan en fase acuosa, es decir, entre sustancias que se hallan disueltas en agua. Tal es el caso de los procesos

nutricionales de las plantas, las reacciones bioquímicas dentro de los organismos y los procesos de descomposición

de la materia orgánica. Para que una sustancia se disuelva en agua, debe ser polar o de carácter iónico; es decir,

cuanto más polar sea una sustancia más soluble será en agua. En química existe una regla de solubilidad, que

enuncia: “lo semejante disuelve a lo semejante”. Esto quiere decir que sustancias polares disuelven a sustancias

polares y disolventes no polares disuelven sustancias no polares.

Las disoluciones son las mezclas más abundantes en el ambiente. En general una disolución es una mezcla de por lo

menos una sustancia disuelta en otra. Por ejemplo, el agua de mar, el cloro que se utiliza para limpieza y el aire

atmosférico. Una disolución es una mezcla homogénea, uniforme y estable, formada por dos o más sustancias.

Propiedades de las dispersiones

Propiedad/Dispersión

Dos fases Una fase

Suspensión Coloide Solución

Tamaño (cm) Mayor de 2 x 10-5

Entre 10-7

y 10-5

Menor de 10-7

Visibilidad A simple vista, o con

un microscopio

Con ultramicroscopio No visible

Sedimentación Rápida Lenta Nula

Posibilidad de

absorción

Muy pequeña Muy grande No hay

Movilidad Ninguna Browniana Molecular o iónico

Filtración Con papel filtro Con membranas

semipermeables

Con membranas

semipermeables

Efectos sobre

propiedades coligativas

Ninguno Ligero Grande

Efecto Tyndall Ninguno Existe Ninguna

Color Muy oscuro Intermedio Translúcido

Carga eléctrica Ninguna Alguna carga Molécula no, iones sí

Área superficial Muy pequeña Grande Muy grande

67

101 BLOQUE 3

Se denomina homogénea porque es uniforme ante la observación visual directa o con microscopio; las partículas de

una disolución tienen el tamaño de átomos, de iones o de moléculas. Uniforme porque en todas sus partes tiene una

misma composición con las mismas propiedades, además, las partículas se hallan distribuidas de forman ordenada y

no al azar. Se denomina estable por mantenerse en su composición inicial.

Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto, sustancia presente en menor cantidad, que

puede ser un gas, un líquido o un sólido, y un medio dispersante denominado disolvente (sustancia presente en

mayor cantidad) que también puede se gas, líquido o un sólido. De acuerdo con el estado de agregación de los

componentes, las disoluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas, y dentro de las características cualitativas de

las disoluciones se pueden observar las siguientes: en general, son transparentes, no sedimentan, pueden atravesar

cualquier tipo de filtro (excepto las sólidas).

Clasificación de las disoluciones.

Se pueden distinguir tres tipos de disoluciones, según el estado de agregación o estado físico original del disolvente o

componente más abundante. En la siguiente tabla se muestran ejemplos de cada uno de los tipos.

Tipos de disoluciones

Soluto Solvente Estado de la

disolución resultante

Ejemplos

Gas Gas Gas Aire

Gas Líquido Líquido Agua gaseosa, refrescos

Gas Sólido Sólido H2 gaseoso en el paladio, piedra pómez

Líquido Gas Gas Aire húmedo (vapor de agua en aire)

Líquidos volátiles.

Líquido Líquido Líquido Etanol en agua, anticongelante

Líquido Sólido Sólido Amalgama dental (mercurio en plata)

Sólido Gas Gas Hollín o tizne en el aire (carbón en aire), desodorantes sólidos

ambientales

Sólido Líquido Líquido Agua de mar (sal en agua)

Sólido Sólido Sólido Anillo de oro (cobre en oro), aleaciones (latón, bronce, etc)

Las disoluciones también se clasifican de acuerdo con su condición eléctrica. Esto se refiere a la capacidad que

poseen ciertas disoluciones de permitir la conducción de la energía eléctrica a través de una mezcla homogénea; por

ello, se mencionan disoluciones conductoras y no conductoras; de manera específica se les denominará como

disoluciones electrolíticas y no electrolíticas, dependiendo si el soluto es una sustancia electrolítica o no electrolítica ya

que esta característica se relaciona con este componente. Las sustancias electrolíticas pueden disolverse total o

parcialmente en agua. Si se disuelven totalmente, se llaman electrolitos fuertes; si sólo se disuelve una parte, se

llaman electrolitos débiles.

Los químicos también diferencian las disoluciones por su capacidad para disolver un soluto. Una disolución saturada

contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura

específica. Una disolución no saturada o insaturada, contienen menos cantidad de soluto que la que puede disolver.

Un tercer tipo, una disolución sobresaturada, contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada.

Las disoluciones sobresaturadas no son muy estables. Con el tiempo, una parte del soluto se separa de la disolución

sobresaturada en forma de cristales. La cristalización es el proceso en el cual un soluto disuelto se separa de la

disolución y forma cristales.

68


Una visión molecular del proceso de disolución.

Las atracciones intermoleculares que mantienen juntas a las moléculas en líquidos y sólidos también tienen un papel

importante en la formación de las disoluciones. Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente),

las partículas del soluto se dispersan en el disolvente. La facilidad con la que una partícula de soluto sustituye a una

molécula de disolvente depende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones:

Interacción disolvente-disolvente.

Interacción soluto-soluto.

Interacción disolvente-soluto.

A partir de estas interacciones, es posible imaginar que el proceso

de disolución se lleva a cabo en tres etapas. La primera etapa es la

separación de las moléculas del disolvente y la segunda etapa

incluye la separación de las moléculas del soluto. Estas etapas

requieren de energía para romper las fuerzas intermoleculares de

atracción, como consecuencia, son endotérmicas. En la tercera etapa se mezclan las moléculas del disolvente y del

soluto. Este proceso puede ser exotérmico o endotérmico.

La solubilidad es una medida de la cantidad de soluto que se disolverá en cierto disolvente a una temperatura

específica. La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la

temperatura a la que se realiza la mezcla. El dicho “lo semejante disuelve a lo semejante” es de gran ayuda para

predecir la solubilidad de una sustancia en determinado disolvente. Esta expresión significa que es probable que dos

sustancias cuyas fuerzas intermoleculares son del mismo tipo y magnitud, sean solubles entre sí. Por ejemplo, tanto el

tetracloruro de carbón (CCl4) como el benceno (C

6H

6) son líquidos no polares. Cuando se mezclan estos dos líquidos,

rápidamente se disuelven uno en otro porque las fuerzas de atracción entre las moléculas de CCl4

y de C6H

6 son

parecidas en magnitud a las fuerzas que se dan entre las moléculas de CCl4 y entre las moléculas de C

6H

6. Se dice

que dos líquidos son miscibles si son solubles entre sí en todas proporciones. Los alcoholes, como el metanol, etanol

y 1,2-etilenglicol son miscibles en agua porque pueden formar enlaces de hidrógeno con las moléculas de agua.

Cuando el cloruro de sodio (NaCl) se disuelve en agua, los iones se estabilizan en disolución por hidratación, que

implica interacciones ion-dipolo. En general se puede predecir que los compuestos iónicos serán mucho más

solubles en disolventes polares, como agua, amoniaco líquido y fluoruro de hidrógeno líquido, que en disolventes no

polares, como benceno y tetracloruro de carbono. Debido a que las moléculas de los disolventes no polares carecen

de un momento dipolo, no pueden solvatar a los iones Na+

y Cl-

.

Solvatación es el proceso mediante el cual un ion o una molécula son

rodeados por moléculas del disolvente, distribuidas de una forma específica.

En otras palabras, al formarse una disolución, las moléculas del disolvente

envuelven a las moléculas del soluto e impiden que éstas se unan de nuevo,

causando la dispersión. Cuando el disolvente es agua, este proceso se

denomina hidratación. Las interacciones intermoleculares que predominan

entre los iones y los compuestos no polares son las interacciones ion-dipolo

inducido, que son mucho más débiles que las interacciones ion-dipolo. Como

consecuencia, los compuestos iónicos son poco solubles o insolubles en

disolventes no polares.

69

103 BLOQUE 3

Factores que afectan la solubilidad.

Dentro de los factores que alteran o modifican la solubilidad de un soluto en un disolvente, están:

Tamaño de las partículas del soluto: la solubilidad de un soluto con mayor superficie de contacto aumenta la

solubilidad y a menor superficie de contacto con el disolvente, la solubilidad disminuye. A menor tamaño de la

partícula mayor solubilidad, ya que se logra mayor área de contacto.

Naturaleza química de los componentes de la disolución: la naturaleza de los componentes de la disolución se

refiere a las sustancias polares y no polares, cuya afinidad, entre soluto y disolvente, aumentará o disminuirá la

solubilidad.

Temperatura: la temperatura afecta la velocidad y el grado de solubilidad. Generalmente la solubilidad de solutos

sólidos aumenta con la temperatura.

Al disminuir la temperatura, la solubilidad sufre un decremento. Cuando el soluto es un gas, al aumentar la

temperatura, la solubilidad disminuye, ya que las moléculas del gas escapan de la

disolución.

Presión: el efecto de la variación de presión es prácticamente nulo en la

solubilidad de solutos sólidos y líquidos, pero afecta la solubilidad de los gases. A

mayor presión, mayor solubilidad de un gas. Este fenómeno se observa en las

bebidas carbonatadas, ya que se embotellan a alta presión, pero cuando se

destapa, el gas disuelto se vuelve insoluble y forma burbujas.

Concentración de las disoluciones.

Una de las principales características de las disoluciones es la variación en su constitución; es decir; la proporción de

sus componentes (soluto y solvente) no es constante. Por ejemplo, se pueden hacer muchas disoluciones diferentes

de sal y agua, cada una con diferente concentración, o proporción de soluto y disolvente.

Por consiguiente, se puede establecer una relación entre la cantidad de soluto en una determinada cantidad de

disolvente o disolución. En términos químicos, este tipo de relación recibe el nombre de concentración. El grado de

solubilidad se mide por la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de

disolvente. La concentración de una disolución es una de sus características principales. Un gran número de

propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración.

La concentración de las disoluciones se puede expresar de manera cualitativa cuando se refiere a disoluciones

diluidas, insaturadas, concentradas, saturadas o sobresaturadas. Sin embargo, para fines cuantitativos, se debe

especificar de manera más detallada la relación ponderal entre el soluto y disolvente o la disolución. Para expresar

este tipo de relaciones, existen dos formas: en unidades físicas y en unidades químicas.

Tipos de unidades de concentración.

Concentración de las disoluciones en unidades físicas de concentración.

Soluciones porcentuales (%). Este tipo indica la concentración en por ciento, y se interpreta como la cantidad de

soluto en cien partes de solución o disolución.

Porcentaje masa a masa (% p/p)

Porcentaje volumen a volumen (%v/v)

Porcentaje masa a volumen (%p/v)

Partes por millón (ppm)

El porcentaje en masa (también conocido como porcentaje en peso o peso porcentual) es la relación de la masa de

un soluto en la masa de la disolución, multiplicado por 100%. Expresa la cantidad de gramos de soluto que existe por

cada 100 gramos de disolución.

70


Por ejemplo:

Disolución azucarada al 5% en m/m. Esto indica que la disolución contiene 5 gramos de azúcar por cada 100 gramos

de disolución.

Una solución alcohólica al 2% en masa de yodo está compuesta de 2 g de yodo por cada 98 g de alcohol.

Una solución acuosa al 10% en masa de sal contiene 10 g de sal por cada 90 g de agua.

%100x

solucióndemasa

solutodelmasamasaenPorcentaje

disolventedemasasolutodemasadisolucióndemasa

%100x

disolventedemasasolutodemasa

solutodelmasamasaenPorcentaje

El porcentaje en masa no tiene unidades porque es una relación de dos cantidades semejantes.

Cálculos de porcentaje en masa o peso.

1. Calcule el porcentaje en masa de K2SO

4 (sulfato de potasio) en una solución preparada disolviendo 30 g de

K2SO

4 en 715.0 g de agua.

Primero calculamos la masa de la solución sumando la del soluto y la del solvente:

Masa de solución = masa de soluto + masa de solvente

Masa de solución= 30 g de K2SO

4 + 715 g de H

2O

Masa de solución = 745 g

% en masa= 30 g de K2SO

4

x 100

745 g de solución

% en masa= 4.02 %. Lo que significa que en cada 100 gramos de esta solución existen 4.02 gramos de soluto.

2. ¿Cuántos gramos de solución al 12.7% en masa pueden prepararse a partir de 55.0 g de H2SO

4 (ácido sulfúrico)?

12.7% en masa significa que de cada 100 gramos de disolución 12. 7 gramos son de soluto, H2SO

4. A partir de estos

datos se puede plantear una regla de tres simple:

12.7 gramos de H2SO

4 → 100 gramos de disolución

55 gramos de H2SO

4 → X gramos de disolución

Entonces:

X gramos de disolución= (55 gramos de H2SO

4) (100 gramos de disolución)

12.7 gramos de H2SO

4

X gramos de disolución= 433.07

71

105 BLOQUE 3

Porcentaje en volumen.

Se emplea para expresar concentraciones de líquidos y relaciona el volumen de un soluto en un volumen de 100

mililitros.

Una solución acuosa al 15% en volumen de alcohol contiene 15 ml de alcohol por cada 85 ml de agua o bien 15 ml.

de alcohol por cada 100 ml. de solución.

Una solución acuosa al 25% en volumen de HCI concentrado, contiene 25 ml de HCI acuoso y 75 ml de agua o bien

25 ml. de HCl disueltos por cada 100 ml. de solución.

Para calcular el porcentaje en volumen se utiliza la fórmula:

Cálculos de porcentaje en volumen.

El cloro comercial es una solución al 3% de hipoclorito de sodio (NaClO). ¿Cuánto hipoclorito hay en 34.8 litros de

solución de cloro comercial?

3 ml de NaClO → 100 ml de solución de cloro

X ml de NaClO → 34, 800 ml de solución de cloro (conversión de los 34.8 litros a mililitros)

X ml de NaClO= (3 ml de NaClO)(34, 800 ml de solución de cloro)

100 ml de solución de cloro

Resultado= 1044 mililitros de hipoclorito de sodio se encuentran en 34.8 litros de cloro comercial, o bien, 1.044 litros

de hipoclorito existen en 34.8 litros de cloro comercial.

Porcentaje masa a volumen (% m/v). Expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 mililitros de

solución. Es útil para expresar la concentración de disoluciones formadas por sólidos disueltos en líquidos, además

de que las cantidades se pueden medir fácilmente. Las unidades más comunes para esta representación son g/lt., en

ocasiones puede expresarse como gr/ml.

El vinagre que se utiliza, entre otras cosas, para condimentar las ensaladas es una disolución de ácido acético al 5%

m/v, es decir, contiene 5 g de ácido acético por cada 100 mililitros de vinagre.

%/ 100x

disolucióndevolumen

solutodelmasavolumenmasaenPorcentaje

72


¿Cuál es la concentración de una solución de saborizante en polvo, si se disolvieron 25 gramos de saborizante en

1500 mililitros de agua?

La concentración entonces de esta solución es 1.6 m/v o 1.6 g/lt

Partes por millón (ppm).

Cuando los solutos están presentes en concentraciones muy bajas, se expresan en términos del número de

miligramos de soluto por kilogramo de solución o del número de miligramos de soluto por litro de solución acuosa.

Las densidades de las soluciones acuosas diluidas son de alrededor de 1g/ml, de manera que un kilogramo de

solución y un litro son aproximadamente lo mismo. Un miligramo es una millonésima parte de un kilogramo. La

expresión de concentración como miligramos de soluto por kilogramo o miligramos de soluto por litro de solución se

dice que está dada en partes por millón.

Esta medida de concentración expresa las partes de masa de soluto por 1 000 000 de partes de masa de solución.

Por ejemplo, una disolución que tiene 8 ppm de iones Cl-

significa, que hay 8 ppm de Cl-

en un millón de partes de

disolución. En el agua para beber se permiten 1ppm de Ba+2

, significa entonces que en cada litro de agua existen 2

mg del ion Ba.

La fórmula es:

Cálculos de ppm.

Una muestra de agua de 600 ml tiene 5 mg de F-

¿Cuántas ppm de ion fluoruro hay en la muestra?

ppm= 5mg ppm=8.3

0.6 lt

El agua de mar contiene 6.7x10-2

gramos de ion bromuro, Br-

, por kilogramo de agua. ¿Cuál es la concentración del

ion bromuro en partes por millón? Convertir los gramos a miligramos: 0.067 mg y esa es la concentración en ppm ya

que es la cantidad de mg en un kilogramo de agua.

73

107 BLOQUE 3

Actividad: 2

Resuelve los siguientes cálculos de concentración de soluciones.

En las farmacias se vende una solución al 3.0% en masa de peróxido de hidrogeno, H2O

2, como antiséptico

suave. Si un frasco de peróxido contiene 230 gramos de solución ¿Cuántos gramos de H2O

2 hay en el frasco?

Un vino contiene 14% de alcohol etílico. ¿Cuánto alcohol se encuentra contenido en una botella de vino de 750

ml?

Las normas de salud permiten 1 ppm de ion bario (Ba2+

) en el agua para beber. Si una muestra de agua de 2.0

litros contienen 2.00mg de Ba2+

¿El agua esta dentro de los límites o excede la concentración máxima permitida?

Las soluciones salinas fisiológicas (suero fisiológico) que se usan en las inyecciones intravenosas tienen una

concentración de 0.96 gramos de NaCl por cada 100 mililitros de solución. ¿Cuántos gramos de NaCl se

necesitan para preparar 2 litros de suero con esa concentración.

Evaluación

Actividad: 2 Producto: Solución de problemas. Puntaje:

Saberes


Define concentración en % en

masa, % en volumen,

masa/volumen y partes por

millón.

Determina la concentración de

soluciones.

Es cuidadoso en la resolución

de problemas.

Autoevaluación


docente

74


Concentración de las disoluciones en unidades químicas.

Para expresar la concentración de las soluciones en unidades químicas, se utiliza la molaridad y la normalidad.

Molaridad.

Es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con reacciones

químicas y relaciones estequiométricas. Esta unidad de concentración, se refiere a la cantidad de soluto (en número

de moles) disuelto en cada litro de solución. Esta forma de concentración se representa con la letra M, y se expresa

en unidades de moles por litro; o bien, se utiliza el término molar. Una solución 1 M, (uno molar), contiene un mol de

soluto por cada litro de solución. Las unidades de la molaridad son mol/L.

Por ejemplo, “una solución 2M de H2SO

4” significa que en un litro de solución existen disueltas dos moles de ácido

sulfúrico; o bien, que en un litro de solución existen disueltos 196 gramos de ácido sulfúrico. También se puede

expresar como “solución de H2SO

4 2 M” o “solución de H

2SO

4 2 moles/L” o “solución de H

2SO

4 2 molar.”

Se expresa por medio de las siguientes fórmulas.

Es conveniente recordar el concepto de mol que se trató en el bloque 1.

Mol. Cantidad de sustancia que contiene el mismo número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.)

que el número de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

Cuando se hace referencia a un mol, se habla de un número específico de materia. Por ejemplo, una docena son 12,

una centena 100 y un mol equivale a 6.022x1023

. Este número se conoce como número de Avogadro.

Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol

de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.

1 Mol de un elemento = 6.022 x 10 átomos

Si se tiene una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es

el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la

masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier elemento:

1 Mol = 6.022 X 10 átomos = Masa atómica (gramos)

Ejemplos:

Moles Átomos Gramos

(Masa atómica)

1 mol de S 6.022 x 10 átomos de S 32 g de S

1 mol de Cu 6.022 x 10 átomos de Cu 63 g de Cu

1 mol de N 6.022 x 10 átomos de N 14 g de N

.lt

moles

solucióndelitro

solutodemolesdeNúmeroMMolaridad

).)((

.

solucióndeltmolarmasa

solutodegM

75

109 BLOQUE 3

Masa molar de los compuestos. Un mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula

(moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han

usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto.

A partir de la fórmula de un compuesto, se puede determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos

los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como

aparezca.

Ejemplo, para calcular la masa molar de 1 mol de fosfato de cobre II Cu3(PO

4)

2

Cu3(PO

4)

2

Cu 3 x 64 = 192.00

P 2 x 31 = 62.00

O 8 x 16 = 128.00

379.69 g/mol es Masa Molar de Cu3(PO

4)

2

1 Mol = 6.022 X 1023

moléculas = Masa molar (gramos)

De aquí se puede deducir la conversión de moles a gramos o gramos a moles. Donde:

1 mol de cualquier sustancia = masa molar en gramos de la sustancia

n=masa de la sustancia

masa molar

n= número de moles

Una vez que se recordó la interpretación del concepto mol, lo podemos aplicar al cálculo de la concentración en

unidad de molaridad.

Por ejemplo, para calcular la concentración en molaridad de 825 ml de una solución que contiene disueltos 13.4 g de

CaCO3.

Molaridad=No. de moles de soluto por litro de solución

M= moles de soluto

litro de disolución

La cantidad de soluto presente en el problema se conoce en gramos por lo que se debe convertir a moles.

CaCO3

Ca= 40 x 1= 40

C= 12 x 1= 12

O= 16 x 3= 48

100g/mol

76


Entonces:

n=masa de la sustancia

masa molar

n=13.4 gramos de CaCO3

100 gramos/mol CaCO3

n=0.134 moles de CaCO3 son equivalentes a 13.4 gramos de la sustancia.

Ahora se sustituyen los datos en la fórmula:

M=moles de soluto

litro de disolución

M=0.134 moles de CaCO3

0.825 lt

M=0.16 mol/lt, es la concentración de la solución formada por 13.4 gramos de CaCO3 disueltos en 825 ml de

disolución.

Una solución de vinagre contiene 2.5 g de ácido acético, CH3COOH en 50 ml de solución. ¿Cuál es la molaridad

del ácido acético en la solución?

Datos: 2.5 g de ácido acético CH3COOH (soluto)

50 ml de solución (0.05 lt)

Masa molar=C=12 x 2 = 24

H= 1 x 4 = 4

O= 16 x 2 =32

Total = 60 g/mol

Sustituyendo en la fórmula:

M= 2.5 gramos de CH3COOH

(60 g/mol CH3COOH)(0.05 lt)

M= 0.83 mol/lt

Es posible que a partir de la formulas matemáticas anteriores de molaridad, se puedan hacer cálculos de número de

moles, cantidad de soluto disuelto en moles o en gramos, así como cálculo de volumen de solución.

Fórmulas Fórmulas derivadas

solucióndeLitro

solutodemolesdeNúmeroM

solucióndeLitroxMsolutodemolesdeNúmero

M

solutodemolesdeNúmerosolucióndeLitro

).)((

.

solucióndeLtmolarmasa

solutodegM

).)((. solucióndeLtmolarmasaMsolutodeg

Mmolarmasa

solutodegsolucióndeLt

)(

.).(

).)((

.

solucióndeltmolarmasa

solutodeg

M

77

111 BLOQUE 3

Normalidad.

Se refiere a la cantidad de soluto (en número de equivalentes) disuelto en cada litro de solución. Esta forma de

concentración se representa con la letra N, y se expresa en unidades de equivalentes por litro; o bien se utiliza el

término normal.

Esta unidad concentración es utilizada en los procesos de neutralización y titulación entre las sustancias ácidas y

básicas.

Su expresión:

Para entender el término de “equivalente”, se reconoce que cada sustancia tiene un efecto de acción sobre otras,

sustancias, por ejemplo los ácidos tienen un efecto de neutralizar a las bases y viceversa. En la siguiente ecuación se

puede apreciar.

HCl + NaOH NaCl + H2O

36.5 g + 40 g. 58.5 g + 18 g

Esto quiere decir que 36.5 g de HCl tienen una acción neutralizante sobre 40 g. De NaOH, así que un equivalente de

acido neutraliza a un equivalente de base, en este ejemplo un equivalente es igual a una mol.

Pero si en lugar de HCl, se utiliza otro ácido para neutralizar al NaOH como por ejemplo en H2SO

4 la ecuación será:

H2SO

4 + 2NaOH Na

2SO

4 + 2H

2O

98 g. + 80g. 142g. + 36g.

Por lo que un equivalente de base NaOH = 40 g será neutralizada por un equivalente de H2SO

4 = 49g

La unidad química de masa denominada equivalente-gramo o peso equivalente corresponde a la cantidad de materia

que de manera proporcional tendrá el mismo efecto de acción en los cambios químicos.

Para efectos prácticos, la masa equivalente de una sustancia se determina en primer término dependiendo del tipo de

sustancia.

En un ácido, la masa equivalente es igual a: Masa molar del ácido dividida entre el número de hidrógenos que tenga

en su fórmula química el ácido. Por ejemplo:

Eq. de HCl = masa molar de HCl / 1 = 36.5 g. de HCl.

Eq. de H2SO

4 = masa molar de H

2SO

4 / 2 = 98 g./ 2 = 49 g de H

2SO

4.

Eq. de H3PO

4 = masa molar de H

3PO

4 / 3 = 98 g./3 = 32.6 g. de H

3PO

4.

78


Si es una base, su masa equivalente es igual a: Masa molar de la base dividida entre el número de hidróxidos (OH) que

tenga en su fórmula química la base. Por ejemplo:

Eq. de NaOH = masa molar de NaOH / 1 = 40 g. de NaOH.

Eq. de Ca(OH)2 = masa molar de Ca(OH)

2 / 2 = 74 g/2 = 37 g. de Ca(OH)

2.

Eq. de Al(OH)3 = masa molar de Al(OH)

3 / 3 = 78 g./3 = 26 g. de Al(OH)

3.

Si es una sal, para su masa equivalente se toma en cuenta el total de carga positiva proporcionada por el catión y ese

será el factor que se utilice para dividir el peso de la fórmula de la sal

Por ejemplo:

Eq. de NaCl = Peso Fórmula / 1 = 58.5/ 1 = 58.5, ya que el catión Na+1

Eq. de CaCl2 = Peso Fórmula/ 2 = 111/2 = 55.5, ya que el catión Ca

+2

Eq. De Fe2S

3 = Peso Fórmula/ 6 = 208/6 = 34.6, ya que el catión es Fe

+3

pero al ser dos se aportan 6+

Cálculos de normalidad.

N= No. eq. de soluto

litro de solución

No. eq= gramos de soluto

Peq. soluto

Peq.= masa molar x

x= Número de H, OH o cargas (+) según sea el caso.

¿Cuál es la concentración Normal de una solución que se preparó con 12.5 g de ácido clorhídrico (HCl) y se

mezclo con agua hasta completar 2 litros de solución?

Datos:

Volumen de la disolución: 2 litros

Masa molar del HCl = 36.5g/mol (ácido clorhídrico)

Normalidad ¿?

Peq.= Masa molar = 36.5

No. H 1

N = 0.17, se dice que es una solución 0.17 Normal.

Este cálculo también se puede hacer de la siguiente manera.

En la calculadora científica se podrá operar N = 12.5/36.5/2 = 0.17 normal.

79

113 BLOQUE 3

Las fórmulas matemáticas a utilizar se pueden describir en la siguiente tabla.

Fórmulas Fórmulas derivadas

¿Cuántos gramos de H2SO

4 será necesario disolver para preparar 780 ml. de solución 2.3 normal?

g= 2.3 Eq X (98/2) g/Eq X 0.78 L = 87.90 g de H2SO

4

Resuelve los siguientes cálculos sobre concentración de soluciones.

Un líquido limpiador es una solución 9.75 molar de amoniaco, NH3, ¿Cuántos gramos de

amoniaco contiene 1 galón de solución limpiadora? 1 galón= 3.78 litros

Se evaporan 250 ml de una solución y quedan 20 gramos de glucosa C6H

6O

6. ¿Cuál es la molaridad de la

solución.

Una mezcla para quitar cochambre se preparó con 15 gramos de hidróxido de sodio (NaOH) en un volumen

de 3 litros de agua. ¿Cuál es la concentración de esta mezcla limpiadora en eq/litro?

Actividad: 3

80


Evaluación

Actividad: 3 Producto: Solución de problemas. Puntaje:

Saberes


Define concentración de

soluciones en molaridad y

normalidad.

Determina la concentración de

soluciones.

Es cuidadoso en la resolución

de problemas.

Autoevaluación


docente


Resuelve los siguientes cálculos sobre concentración de soluciones.

Se disuelven 3 g de nitrato de sodio en agua hasta llegar a 250 mL de disolución. La densidad

de esta disolución es igual a 1.12 g/mL. Determine la concentración:

a) molar

b) normal

c) porciento en peso

Una disolución de H2SO

4 que contiene 487.6 g de H

2SO

4 por cada litro de disolución Calcule:

a) la molaridad

c) la normalidad

Se tienen 160 g de una disolución de NaCl al 11.25% m/m. La disolución tiene una densidad de 1.33 g/ml

Calcule:

a) Molaridad

b) Normalidad

c) %p/v

d) Volumen de la disolución

81

115 BLOQUE 3

Suspensiones.

Las suspensiones son disoluciones en las cuales el tamaño de sus partículas es mayor de 100 nanómetros, razón por

la cual se sedimentan en reposo; por lo tanto, las suspensiones son mezclas heterogéneas distinguiéndose dos fases

diferentes. Muchos jarabes medicinales son suspensiones, por lo que deben agitase antes de administrarse; cuando

la mezcla es entre líquidos no miscibles o insolubles entre sí, se llaman emulsiones.

Las suspensiones son mezclas formadas por un sólido en polvo (soluto o pequeñas partículas no

solubles (fase dispersa) y sedimentables en el líquido dispersor en que se encuentra. Como el

tamaño de las partículas es suficientemente grande para ser atraídas por la gravedad y detenidas

por el papel filtro, dicha propiedad se aprovecha para separarlas por medio de la filtración. Por el

contrario para que se mantengan en suspensión es necesario agitarlas, puesto que en reposo se

separan poco a poco del medio dispersante. Al agitar la suspensión ésta se enturbia, no se

transparenta ni es homogénea.

Como ejemplos de las suspensiones en los medicamentos están algunos medicamentos

para agruras, diarrea y malestar estomacal. Otro ejemplo es el de los antibióticos a los que

se les debe añadir agua y agitarlos antes de suministrarse. La penicilina que se aplica por

vía oral o intramuscular es una suspensión. Suele guardarse en polvo y disolverse con agua

cuando se va ha consumir, debido a que los antibióticos se descomponen una vez que

están disueltos. En polvo tiene un tiempo de vida activa más largo.

Otros ejemplos de suspensión son la mezcla de agua y arena, refrescos elaborados con zumos de frutas, el cemento

mezclado con arena, algunas pinturas vinílicas.

Los componentes de una suspensión pueden separar por medio de centrifugación, decantación, filtración, flotación y

evaporación.

Coloides.

Un coloide, suspensión coloidal o dispersión coloidal es un sistema físico compuesto por dos fases: una continua,

normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas, por lo general sólidas, de tamaño intermedio entre las

suspensiones y disoluciones. Se trata de partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes

que cualquier molécula. Su tamaño entre unos 10 nanómetros y 10 micrómetros. Aunque el coloide por excelencia es

aquel en el que la fase continua es un líquido y la fase dispersa se compone de partículas sólidas, pueden

encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de agregación

El nombre coloide proviene de la raíz griega kolas que significa que puede pegarse. Este nombre hace referencia a

una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o formar coágulos.

La importancia de los coloides radica en que todos los sistemas biológicos son coloidales en cierta medida. Se sabe

que la célula viva depende de partículas coloidales en el protoplasma (solución coloidal como lo son la sangre y otros

fluidos en el organismo) para realizar sus funciones químicas de crecimiento y metabolismo. Otros materiales

coloidales son de gran importancia en diversos aspectos de la vida cotidiana e industrial, ejemplos de estas

sustancias son la pasta dentífrica, la mayoría de los quesos, ciertas pinturas, niebla, humo, smog, gelatinas, entre

otras.

Agítese antes

de usarse

82


Clasificación de los coloides.

Los sistemas coloidales, dependiendo de la naturaleza de la fase dispersora se clasifican en soles, geles, emulsiones,

aerosoles. A continuación se presenta esta clasificación en la siguiente tabla.

Fase dispersa Fase dispersante Tipo Ejemplos

Líquido Gas Aerosol Niebla, humo, rocío

Sólido Gas Aerosol Humo, virus en el aire, gases de

los automóviles

Gas Líquido Espuma Crema batida, espuma para

extinguir incendios

Líquido Líquido Emulsión Leche de magnesia, crema

facial,

Sólido Líquido Sol Detergentes, pinturas

Gas Sólido Espuma Hule espuma, malvavisco

Líquido Sólido Gel Jalea, quesos, gelatina, gel

para el cabello

Sólido Sólido Sol sólido Gemas coloridas como rubí,

Propiedades de los coloides.

Movimiento browniano. Su nombre se debe a que, en 1827, el botánico inglés Robert

Brown observó que los granos de polen suspendidos en agua presentan un modelo de

movimiento aleatorio. Se puede apreciar en un coloide, al microscopio y se caracteriza

por un movimiento rápido de partículas, caótico continuo, en forma de zig-zag, el cual

se debe al choque de partículas dispersa con las del medio.

Efecto Tyndall. Es una propiedad óptica de los coloides y

consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través

de un coloide. Fue investigado por John Tyndall. Cotidianamente se observa este fenómeno

en el polvo atmosférico que dispersa la luz que pasa a través de el y en la luz de los faros que

atraviesan la niebla para guiar a los barcos.

Carga eléctrica. Las partículas presentan carga eléctricas positivas o negativas.

Adsorción. Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño de sus partículas y a la superficie grande. Esta

propiedad se relaciona en forma directa con la extensa área superficial presentada por las partículas muy pequeñas.

Los coloides por efecto de la coagulación debido a cargas eléctricas, se utilizan para eliminar partículas suspendidas

de los gases que salen de las chimeneas industriales. Un ejemplo aplicado a los hogares son los recipientes con

carbón activado que se colocan dentro de los refrigeradores para eliminar los olores de los alimentos ahí colocados o

bien los pequeños modelos de limpiadores electrónicos de aire, eliminando efectivamente las partículas coloidales

que están en el aire (polen, polvo, etcétera) cuando atraviesan una sección ionizante del limpiador, donde reciben una

descarga eléctrica fuerte, como lo muestra la figura:

83

117 BLOQUE 3

Diálisis

Es la separación de dos o más sustancias mediante una sustancia porosa en agua (diafragma), la cual divide las

sustancias cristalizables de las que no pueden efectuar dicho proceso. Por lo general el término diálisis significa la

acción de separar coloides de no coloides. Las membranas que impiden el paso de los coloides se llaman

dializantes, y como ejemplos el celofán, el pergamino, el algodón mercerizado y algunos plásticos.

Las membranas dializantes se encuentran en animales y plantas, y el fenómeno de la diálisis constituye un proceso

biológico de gran importancia. De hecho, las membranas de las células del cuerpo son de tipo dializante. Estas

membranas proporcionan el medio para la transferencia del agua, de las moléculas de tamaño normal y de los iones

que entran y salen en las células del organismo. Los riñones humanos constituyen un sistema dializante complejo que

es responsable de la separación de toxinas de la sangre. Estos productos son eliminados por la orina. Cuando los

riñones fallan, las toxinas se almacenan y, consecuentemente, envenenan el cuerpo.

En algunos casos de fallas renales, se somete a las personas a tratamiento de diálisis

(hemodiálisis). Este tratamiento se basa en la considerable diferencia entre el tamaño de

las partículas coloidales y las moléculas de solución verdadera. Los coloides, en virtud de

su preparación, normalmente van acompañados de iones y otros componentes solubles

de bajo peso molecular bajo los cuales se busca eliminar hasta cierto grado. Para la

purificación de las soluciones coloidales por diálisis se usan membranas semipermeables

y este proceso se lleva a cabo al introducir la dispersión en un recipiente cuyo fondo o

cuyas paredes son membranas semipermeables y que se sumergen en el disolvente

puro, que se hace circular de manera continua. Los componentes de bajo peso

molecular atraviesan la membrana y son eliminados de la dispersión. La diálisis es muy

común en el tratamiento purificación de sangre, o separación de ciertos solutos como la

urea, cuando los riñones no pueden hacer su función.

Floculación. Se define como la precipitación o flotación de las sustancias que se hallan emulsionadas o en disolución

coloidal. Este fenómeno puede ocurrir por diversos factores, tales como calor, electricidad, por sustancias o agentes

químicos, etc.

En la mayoría de los sistemas coloidales, la separación de las fases se facilita y acelera considerablemente cuando se

adicionan pequeñas cantidades de sales, con objeto de alterar la carga eléctrica de las partículas y de promover su

aglutinación y sedimentación. Este proceso se conoce como coagulación-floculación, y tiene amplia aplicación en los

procesos de tratamiento de aguas. La agregación de partículas a un sistema da por resultado la coagulación-

floculación, produciendo un cambio en el estado del sistema disperso y, como consecuencia, una perturbación de su

equilibrio o estabilidad. Si bien en el ámbito industrial es muy importante la estabilidad de los coloides en productos

tales como talcos, cosméticos, cremas, etc., en el tratamiento de aguas residuales es muy importante la

desestabilización de los mismos.

84


Cierre

Evaluación

Actividad: 4 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:

Saberes


Reconoce la disolución,

suspensión y coloide.

Clasifica y ejemplifica con

productos cotidianos a los

sistemas dispersos.

Asume la importancia de los

sistemas dispersos presentes

en su entorno.

Autoevaluación


docente

Actividad: 4

Elabora un cuadro comparativo donde se muestren las propiedades y características de

las disoluciones, coloides y suspensiones (tamaño de la partícula, homogeneidad, acción

de la gravedad, filtrabilidad, etc.,), ejemplos cotidianos y sus usos.

Sistema disperso

Característica y

propiedades

Ejemplos cotidianos

Usos o aplicaciones

Coloide

Suspensión

Disolución

85

119 BLOQUE 3

Actividad: 5

En equipo, propongan y lleven a cabo un procedimiento experimental para determinar si una

mezcla de dos componentes es una solución, suspensión o coloide.

La propuesta experimental debe aplicar el método científico. Elijan ingredientes inofensivos para las

mezclas.

Entreguen reporte escrito en el tiempo y forma indicada por su docente.

86


Evaluación

Actividad: 5 Producto: Reporte de actividad

experimental. Puntaje:

Saberes


Distingue entre: disolución,

suspensión y coloide en forma

experimental.

Clasifica y ejemplifica sistemas

dispersos en forma experimental.

Es cuidadoso en el desarrollo

del trabajo experimental.

Colabora en el trabajo grupal,

aportando ideas precisas.

Coevaluación


docente


87

121 BLOQUE 3


Ácidos y bases.

Inicio

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Actividad: 1

Contesta las siguientes preguntas. Si alguna de las sustancias mencionada se presenta

empacada puedes consultar su etiqueta.

Menciona 5 ejemplos de sustancias ácidas presentes en tu vida diaria.

¿Qué características presentan las sustancias que identificaste como ácidos?

¿Qué aplicaciones tienen las sustancias mencionadas?

¿La utilización de sustancias ácidas representa algún peligro? ¿Qué daños pueden provocar?

88


Evaluación

Actividad: 1 Producto: Cuestionario. Puntaje:

Saberes


Identifica la presencia de

sustancias ácidas en su

entorno.

Elige sustancias ácidas de su

entorno y explica los riesgos de

su uso.

Asume los riesgos presentes

en la utilización de sustancias

ácidas.

Autoevaluación


docente

Desarrollo

Características de ácidos y bases.

Desde hace más de 300 años, los químicos han clasificado como ácidos a sustancias que se comportan como el

vinagre, y a las que tienen las propiedades de las cenizas como bases o álcalis. El nombre “ácido” se deriva de

ácidus, que significa agrio en latín, e indica el olor y sabor agudos de muchos ácidos. Por ejemplo, el vinagre sabe

ácido porque es una solución diluida de ácido acético en agua. El jugo de limón sabe ácido porque contiene ácido

cítrico. La leche se agria al echarse a perder porque se forma ácido láctico, y se puede atribuir el olor agrio de la carne

o la mantequilla descompuestas a sustancias como el ácido butírico, que se forman cuando se echa a perder la

grasa.

Una de las propiedades características de los ácidos es su capacidad de disolver a muchos metales. Por ejemplo, el

zinc metálico se disuelve con rapidez en ácido clorhídrico para formar una solución acuosa de ZnCl2 e hidrógeno

gaseoso:

Zn(s) + 2HCl(ac) → Zn2+

+ 2 Cl-

(ac) + H2(g)

Otra propiedad característica de los ácidos en su capacidad de cambiar el color de colorantes

vegetales, como el tornasol (Crozophora tinctoria). Sustancia colorante de origen orgánico y

color azul violáceo que se emplea para reconocer los ácidos: el tornasol se vuelve rojo al

mezclarse con un ácido.

Las bases también tienen propiedades características. Su sabor es caústico y con frecuencia se

sienten resbalosas, cambian el color tornasol de rojo a azul, invirtiendo el cambio que producen

los ácidos. Los bases pierden su alcalinidad cuando se combinan con ácidos, y éstos pierden

su sabor agrio característico y su capacidad de disolver metales, cuando se mezclan son álcalis.

Los ácidos y bases son un importante grupo de substancias en las que su definición ha ido cambiando. Así, los

ácidos eran las substancias de sabor a vinagre y bases las que sabían a lejía; después los ácidos eran los que

enrojecían el papel azul de tornasol y las bases las que ponían azul el papel rojo de tornasol. En 1889, Svante August

Arrhenius llamó ácidos a las substancias que en disolución acuosa liberan iones hidrógeno (H+

) y bases las que

liberan iones oxhidrilo (OH–

). El mayor conocimiento de la estructura de la materia y de las disociaciones de

electrólitos en disolventes diferentes del agua, ha originado definiciones más amplias de los ácidos y las bases. A

partir de 1923 Johannes Nicolaus Brönsted y Thomas Lowry llaman ácido a toda sustancia o grupo atómico que cede

un protón y base a toda sustancia o grupo atómico que acepta un protón. Así, es el siguiente equilibrio:

AH A+

+ H+

AH es un ácido (el ácido conjugado de A+

) porque puede ceder un protón y al ion A+

se considera una base (la base

conjugada de H+

) porque puede aceptar un protón.

Gilbert Newton Lewis amplió las definiciones, llamando ácido a toda molécula o grupo atómico que puede aceptar

electrones y base a la especie química que cede electrones. Esta definición abarca a los ácidos y bases según

Brönsted y Lowry y según Arrhenius y muchos otros compuestos a los que se acostumbra denominar ácidos de

Lewis y bases de Lewis. El AlCl3 es un ácido de Lewis, porque tiende a aceptar dos electrones para completar su

capa externa de gas noble. El NH3 es una base de Lewis porque tiende a compartir su par de electrones. El agua

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123 BLOQUE 3

puede considerarse como una base o como un ácido de Lewis. La reacción de un ácido con una base se llama

neutralización, por que los H+

y OH–

forman agua neutra.

Una sustancia que actúa como ácido o como base se llama anfótero. Como el agua es anfótero, puede existir una

transferencia de protones entre las moléculas de agua. Esto es, las moléculas de agua pueden reaccionar entre sí.

H2O + H

2O H

3O

+

+ OH–

Esta reacción reversible se desplaza débilmente hacia la derecha produciendo en agua pura iguales, pero muy

pequeñas, concentraciones del ion hidronio (H3O

+

)

y ion hidróxido (OH–

). El agua pura o una solución acuosa que

contiene iones hidronio e hidróxido en concentraciones iguales, se denomina solución neutra.

¿Ácido o básico?

Cuando se mezcla un ácido con agua se forma más ion hidronio. Aún los ácidos débiles reaccionan con el agua. Una

solución acuosa que posee una concentración de ion hidronio que es mayor a la del agua pura se llama solución

ácida. Cuando se disuelve un ácido en agua, resulta una solución ácida. Cuando se mezcla una base con agua,

reacciona para formar ion hidróxido. Cuando una solución acuosa tiene una concentración de ion hidróxido mayor que

la del agua pura se llama solución básica. Cuando se disuelve una base en agua, se obtiene una solución básica.

La mayor parte de soluciones biológicas y de las soluciones empleadas en los laboratorios químicos tienen

concentraciones específicas de ion hidronio o acidez específica. Por ejemplo, la sangre humana contiene una

concentración determinada de ion hidronio. La acidez de la sangre se mantiene dentro de niveles precisos gracias a

diferentes procesos que ocurren en el cuerpo. Cualquier desviación significativa de la acidez causa la muerte. Ciertas

enfermedades y condiciones orgánicas producen un cambio dramático en la concentración de ion hidronio en la

sangre.

En el agua pura o en una solución acuosa neutra que no contenga ácidos ni bases, las concentraciones de ion

hidronio y ion hidróxido son iguales. En una solución neutra a 25°C, la concentración de cada uno de estos dos iones

es 10–7

molar (M). Esto es, [H3O

+

]= [H+

]=10–7

M donde los corchetes [ ] denotan la concentración molar de la

especie encerrada en ellas.

Cuando un ácido está en solución, reacciona con el agua aumentando la concentración de ion hidronio. Este aumento

causa que el equilibrio del agua se desplace, resultando una concentración más baja de ion hidróxido. Una solución

ácida se caracteriza por poseer una concentración de ion hidronio mayor de 10–7

. Cuando hay una base en la

solución, aumenta la concentración de ion hidróxido. Este aumento origina un desplazamiento del equilibrio, y

disminuye la concentración del ion hidronio. Una solución básica tiene una concentración de ion hidróxido mayor que

10–7

M y una concentración de ion hidronio menor que 10–7

.

Dado que estas concentraciones cubren un rango muy amplio, se ha diseñado una escala especial para expresar las

concentraciones de ion hidronio o potencial de hidrógeno en soluciones acuosas. Se llama escala de pH y se basa en

la siguiente definición: el pH es el negativo del logaritmo de la concentración de ion hidronio.

pH=–log[H3O

+

] = pH = -log[H+

]

Se llaman neutras las soluciones en las que son iguales las concentraciones de iones H3O

+

y OH–

. Las soluciones en

las que la concentración de iones hidronio es mayor que H3O

+

M a 25°C se llaman ácidas. Cuando su concentración

de iones H3O

+

es menor que H3O

+

son básicas. Así, a 25°C, cuando el pH de una solución es menor que 7, esa

solución es ácida. Cuando el pH es mayor que 7, la solución es básica.

La concentración del ion H3O

+

en el agua pura a 25°C es de 1x10–7

M. En consecuencia, el pH del agua pura es 7.

pH=–log[1x10–7

M]=7.0

90


De igual forma se puede hablar de otra escala poco usada que se refiere al potencial de Hidróxido o pOH que tiene el

mismo tratamiento matemático.

pOH = -log[OH-

]

[H+

] pH [OH-

] pOH Estado

1 x 100

0 1 x 10-14

14

Ácido

1 x 10-1

1 1 x 10-13

13

1 x 10-2

2 1 x 10-12

12

1 x 10-3

3 1 x 10-11

11

1 x 10-4

4 1 x 10-10

10

1 x 10-5

5 1 x 10-9

9

1 x 10-6

6 1 x 10-8

8

1 x 10-7

7 1 x 10-7

7 Neutro

1 x 10-8

8 1 x 10-6

6

Básico o Alcalino

1 x 10-9

9 1 x 10-5

5

1 x 10-10

10 1 x 10-4

4

1 x 10-11

11 1 x 10-3

3

1 x 10-12

12 1 x 10-2

2

1 x 10-13

13 1 x 10-1

1

1 x 10-14

14 1 x 100

0

Al agregar un ácido al agua aumenta la concentración de H3O

+

y disminuye la de OH–

. Al agregar una base sucede lo

contrario. Sin embargo, independiente de lo que se agregue al agua, el producto de las concentraciones de esos

iones en el equilibrio siempre es igual a 1x10–14

a 25°C.

[H3O

+

][OH–

]= 1x10–14

La relación entre el pH y el pOH de una solución acuosa se puede deducir sacando logaritmo de ambos lados en la

ecuación:

log{[H3O

+

][OH–

]}= log1x10–14

El logaritmo del producto de dos números es igual a la suma de sus logaritmos. Así, la suma de los logaritmos de las

concentraciones de H3O

+

y OH–

es igual al logaritmo de 10–14

.

log[H3O

+

]+log[OH–

]= –14

Se multiplican ambos lados de la ecuación por –1:

– (log[H3O

+

] +log [OH–

])= –(–14)

(–log[H3O

+

]) +(–log [OH–

])= 14

Al sustituir las definiciones de pH y pOH en la ecuación se obtiene el siguiente resultado:

pH + pOH = 14

91

125 BLOQUE 3

El pH es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala de pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del

pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutral.

En la siguiente tabla se muestra el pH de varias sustancias:

Muestra pH

Jugo gástrico en el estomago 1.0 – 2.0

Jugo de limón 2.4

Vinagre 3

Jugo de toronja 3.2

Jugo de naranja 3.5

Orina 4.8-7.5

Agua expuesta al aire 5.5

Saliva 6.4-6.9

Leche 6.5

Agua pura 7

Sangre 7.35-7.45

Lagrimas 7.4

Leche de magnesia 10.6

Limpiador doméstico con amoniaco 11.5

Tradicionalmente, las mediciones de pH en el laboratorio se hicieron con indicadores ácido-base, que son ácidos o

bases débiles que cambian de color al ganar o perder un ion H+

. Esos indicadores se siguen usando en el laboratorio

para medir el pH aproximado. Como ejemplo de un indicador ácido-base se tiene al tornasol, que cambia a rojo en

soluciones cuyo pH es inferior a 5, y se vuelve azul cuando el pH es mayor que 8.

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Indicadores ácido-base www.vaxasoftware.com/indexes.html

INDICADOR Color ácido pH viraje Color básico

amarillo de alizarina GG Amarillo claro 10,0 - 12,1 Rojo castaño

azul de bromofenol Amarillo 3,0 - 4,6 Violeta

azul de bromotimol Amarillo 6,0 - 7,6 Azul

fenolftaleína Incoloro 8,2 - 9,8 Violeta / rosa

m-cresolpúrpura Amarillo 7,4 - 9,0 Púrpura

naranja de metilo Rojo 3,1 - 4,4 Amarillo naranja

púrpura de bromocresol Amarillo 5,2 - 6,8 Púrpura

rojo congo Azul violeta 3,0 - 5,2 Rojo naranja

rojo de bromofenol Naranja amarillo 5,2 - 6,8 Púrpura

rojo de cresol Amarillo 7,0 - 8,8 Púrpura

rojo de fenol Amarillo 6,4 - 8,2 Rojo

rojo de metilo Rojo 4,4 - 6,2 Amarillo naranja

rojo neutro Azul rojizo 6,4 - 8,0 Naranja amarillo

timolftaleína Incoloro 8,6 - 10,0 Azul

tornasol Rojo 5,0 - 8,0 Azul

violeta de metilo Amarillo 0,1 - 1,6 Azul / violeta

4-dimetilaminobenzol Rojo 2,9 - 4,0 Amarillo naranja

(F) esculina Índigo débil 1,0 - 1,5 Azul intenso

(F) beta-naftilamina Incoloro 2,8 - 4,4 Violeta

(F) alfa-naftilamina Incoloro 3,4 - 4,8 Azul

(F) fluoresceína Azulado 3,8 - 4,3 Azul intenso

(F) eosina Incoloro 3,9 - 4,5 Amarillo naranja

(F) eritrosina Incoloro 3,7 - 4,6 Amarillo verdoso

(F) acridina Verde 5,3 - 6,4 Violeta

(F) umbeliferona Incoloro 6,2 - 8,3 Azul intenso

(F) cumarina Incoloro 9,2 - 10,5 Verde amarillo

(F) beta-metil umbeliferona Índigo débil 6,9 - 7,1 Azul intenso

(F): Indicador fluorescente.

Es común usar un papel el cual ha sido previamente impregnado y tratado con una mezcla de estos indicadores para

dar una variedad de colores que cubra en gran medida los valores de la escala de pH,

Los indicadores se han sustituido, en gran medida, por los potenciómetros, pehachímetros o medidores de pH, que

son más exactos. El sensor real de un potenciómetro es un electrodo formado por un tubo lleno de resina, con un

bulbo de vidrio delgado en uno de sus extremos. Cuando ese electrodo se sumerge en la solución que se va a medir,

produce un potencial eléctrico que es directamente proporcional a la concentración de iones H3O

+

en la solución.

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http://www.vaxasoftware.com/indexes.html

127 BLOQUE 3

Cálculos de pH.

El ácido nítrico (HNO3) se utiliza en la producción de fertilizantes, colorantes, fármacos y explosivos. Calcule el pH

de una disolución de HNO3 cuya concentración de iones hidrógeno es 0.76 M.

pH= –log[H3O

+

]

pH= –log 0.76

pH= 0.1192

El pH del agua de lluvia, recolectada en cierta zona del noroeste de Estados Unidos durante cierto día, fue de

4.82. Calcule la concentración de iones H+

del agua de lluvia.

pH= –log[H3O

+

]

4.82=–log[H3O

+

]

Se multiplican ambos lados de la ecuación por –1:

–4.82=log[H3O

+

]

Aplicando la función inversa de logaritmo (antilogaritmo) la cual se expresa en la calculadora científica como 10x

entonces la concentración de hidrógeno se calcula de la siguiente forma:

H= 10–4.82

H= 1.5x10–5

Muchos procesos industriales dependen en gran medida del control del pH. Especialistas en refinerías de azúcar,

cervecerías, fábricas de papel, ingeniería sanitaria, bacteriología, necesitan conocer el conocer el comportamiento de

los ácidos y bases. Los procesos en los que la regulación del pH es crítica, son los vitales.

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Evaluación

Actividad: 2 Producto: Resolución de

problemas Puntaje:

Saberes


Determina el carácter de una

solución con base en el pH.

Calcula el pH de soluciones

acuosas.

Aplica con seguridad las

operaciones para calcular pH.

Autoevaluación


docente

Actividad: 2

Resuelve los cálculos solicitados en cada uno de los siguientes casos.

Calcula el pOH para las siguientes sustancias: sangre, leche, vinagre, saliva y leche de

magnesia e indica si son sustancias ácidas o básicas. Utiliza los datos de la tabla que se

encuentra en la página 125.

Calcula el pH para una solución de amoniaco NH3 1 M.

Calcula [H3O

+

] y [OH–

] para soluciones que tienen los siguientes valores de pH y pOH:

a) pH= 2

b) pOH=9

c) pH=2.8

d) pOH=4.8

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129 BLOQUE 3

Reacciones de neutralización y titulación.

A diario se vive en presencia de compuestos que son ácidos y otros que son bases. Los ácidos presentes en limones,

naranjas y manzanas verdes. Uno de los aderezos para las ensaladas es el vinagre (ácido acético). Los ácidos son de

gran valor no sólo para usarlos en pequeñas cantidades y dar un toque ácido a los alimentos, sino también porque

evitan que microorganismos dañen los alimentos y la salud.

El bicarbonato de sodio (base) en pequeñas cantidades se utiliza para ablandar los granos. En el baño se utilizan

jabones y champús que contienen pequeñas cantidades de bases para eliminar las grasas del cuerpo y cabello.

Algunos productos comerciales de limpieza contienen amoníaco (base) y otros contienen ácidos como el clorhídrico.

Para destapar cañerías se usan productos que contienen hidróxido de sodio (base). Para limpiar hornos se aplican

productos que contienen hidróxido de aluminio (base). Estos productos de limpieza deben ser manipulados con

mucho cuidado y jamás deben mezclarse. El estómago produce ácido clorhídrico para digerir los alimentos. Durante

la respiración también se generan pequeñas cantidades de ácido carbónico. Mientras se hace ejercicio se produce

ácido láctico, el mismo que contiene la leche.

El pescado al descomponerse produce aminas, unas bases de olor muy

desagradable, las cuales al agregársele jugo de limón que contiene ácido cítrico,

quedan neutralizadas y adiós olor. Las bacterias pueden descomponer los azúcares

y producir ácidos que dañan el esmalte dental y producen caries.

Algunas pastas de dientes contienen carbonato de calcio y bicarbonato de sodio

(bases) que las neutraliza. Algunos shampoo contienen ácido cítrico para evitar la

acción de las bases sobre los ojos, el cabello y la piel. Como se observa, una base

puede neutralizar a un ácido y un ácido a una base.

Si se tiene una muestra de vinagre y se quiere saber la concentración o cantidad de ácido acético presente en la

muestra. Se mide el volumen de ésta y se agrega el volumen necesario de una solución de hidróxido de sodio (de

concentración conocida) para que reaccione con el ácido acético (neutralización). Dado que se conoce la ecuación

de la reacción que tiene lugar y el volumen y concentración de la solución de hidróxido de sodio utilizada, será posible

determinar la cantidad de ácido acético mediante cálculos estequiométricos.

El proceso experimental para determinar la concentración, es un método químico conocido como valoración ácido-

base. Por medio de una bureta se miden cuidadosamente las cantidades de una base estándar (de concentración

conocida) y se coloca el ácido desconocido en el matraz que contiene el indicador. Cuando la neutralización

completa alcanza el llamado punto final de la valoración, se observa un cambio bien marcado de color en el indicador

ácido-base. Por el volumen medido de la base de concentración requerida para la neutralización completa, se puede

calcular la concentración de la muestra de ácido, lo mismo se puede hacer si la muestra de concentración

desconocida es una base

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Para determinar la concentración de un ácido o de una base se titulan con soluciones valoradas (0.1 N usualmente) de bases como el NaOH o ácidos como HCl La titulación se basa en la reacción de neutralización. En el punto final de

la titulación, el número de equivalentes de ácido es igual al número de equivalentes de base añadidos. De aquí resulta

la expresión:

# Equivalentes de ácido = # Equivalentes de base

NaVa=NbVb

se mide Va y Vb y conociendo las normalidades de Na o Nb se puede calcular la otra concentración.

Na= normalidad de la base.

Nb= normalidad del ácido.

Va= volumen de ácido.

Vb= volumen de base.

Para conocer el momento en el que se da la neutralización se agrega un indicador apropiado para que en el momento

del viraje del color se detenga el proceso de añadir volumen de la solución de concentración conocida. Ese momento

de neutralización también se puede detectar mediante el uso del potenciómetro.

Cálculos.

Se necesitaron 25 mililitros de NaOH 0.1N para neutralizar 12.5 ml de disolución de HCl. Encuentre la concentración

del HCl.

Datos:

Nb= 0.1 N NaOH NaVa=NbVb

Vb= 25 ml Na=NbVb

Va= 12.5 Va

Na= x Na = (0.1 n) (25 ml)

12.5 ml

La concentración del HCl es de 0.2 N

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131 BLOQUE 3

Cierre

Evaluación

Actividad: 3 Producto: Cuestionario. Puntaje:

Saberes


Define: ácido y bases. Argumenta la importancia de los

ácidos y bases, en su vida diaria.

Valora la importancia y utilidad

de las sustancias ácidas y

básicas en su vida.

Autoevaluación


docente

Actividad: 3

Con base en lo revisado en esta secuencia responde lo que se solicita a continuación.

Define ácidos y bases por su modo de acción con el agua.

Define ácidos y bases según los conceptos de Bronsted-Lowry y de Lewis.

Explica la importancia de las sustancias o soluciones ácidas y básicas en tu vida diaria.

¿Por qué es necesario conocer el pH de los soluciones?

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Libro de Quimica II Bloque 3

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