Tema+4.+Disoluciones.+Propiedades+coligativas.+Estequiometría.

=Disolución.= La mayor parte de los materiales que componen el mundo que nos rodea está compuesta de varias sustancias mezcladas entre sí, sólo son excepciones a esta regla un puñado de sustancias muy especiales, como el oro, la plata o el azufre, cuyas características físico-químicas y de formación favorecen su aparición como sustancias puras.

Existen dos tipos básicos de mezclas: las mezclas heterogéneas y las homogéneas. Las mezclas heterogéneas o simplemente mezclas, son aquellas en las que a simple vista se pueden distinguir los componentes de las misma, por ejemplo, la arena de la playa, compuesta básicamente por sílice de varios tipos, y granos de otros materiales muy diversos. A las mezclas homogéneas las llamamos disoluciones.

En una disolución hay como mínimo dos componentes: el mayoritario (disolvente) y el minoritario (soluto), pudiendo estar ambos en todos los estados de agregación posibles. De todas las posibilidades que se abren las disoluciones líquidas son las más importantes, y entre ellas, las acuosas. =Unidades de concentración.= Se denomina concentración a cualquier magnitud que exprese la relación entre la cantidad de soluto y de disolvente de una disolución. Existen muchas unidades de concentración diferentes, cada una con sus ventajas e inconvenientes:

- g/l: gramos de soluto por litro de disolución - % (p/p): porcentaje en peso del soluto respecto al total de la disolución, suele ir acompañada de la densidad de la disolución - M ó mol/l: molaridad, número de moles de soluto por litro de disolución; es la unidad química por excelencia - m: molalidad, número de moles de soluto por kilogramo de disolvente - X: fracción molar, número de moles de soluto entre número de moles totales

Desde un punto de vista práctico, las disoluciones se suelen clasificar en diluidas (M<0.5 M), concentradas (0.5 M1 M). En general, conviene trabajar siempre con disoluciones diluidas, pues de éstas se conocen sus propiedades y comportamiento.

=Propiedades coligativas.=

Enlace a lección teórica sobre las propiedades coligativas de las disoluciones

Enlace a lección sobre propiedades coligativas con simulaciones y ejemplos de aplicación resueltos

Videolección sobre las propiedades coligativas: media type="custom" key="25345286"

Problema de propiedades coligativas resuelto: media type="custom" key="25345296"
 * ==Descenso de la presión de vapor del disolvente==

En 1887, Raoult halló experimentalmente que la presión parcial del vapor del disolvente de una disolución en equilibrio con la disolución diluida es directamente proporcional a la fracción molar del disolvente en la disolución:

p = p0·XD

donde //p// es la presión de vapor del disolvente en la disolución, //p0//, la del disolvente puro y //XD// la fracción molar del disolvente. La diferencia de presión de vapor será

D p = p0 - p = p0·(1 - XD) = p0·XS

donde //XS// es la fracción molar del soluto en la disolución. Como se puede observar, la disminución de la presión de vapor es proporcional a la fracción molar de soluto.

Se puede dar una explicación cinética a este hecho, y es que en la disolución existen menos moléculas de disolvente por unidad de superficie que puedan escapar al estado gaseoso que en el disolvente puro.


 * ==Descenso crioscópico y aumento ebulloscópico==

Las disoluciones tienen menores puntos de congelación y mayores puntos de ebullición que los disolventes puros. Las variaciones de ambos puntos sólo dependen de la cantidad de soluto y no del tipo de éste, de modo que distintos solutos en la misma cantidad producen el mismo efecto. El aumento ebulloscópico y el descenso crioscópico se cuantifica por medio de estas fórmulas:

D Tb = Kb·m D Tc = Kc·m

donde D Tb y D Tc son respectivamente él aumento ebulloscópico y el descenso crioscópico, Kb, la constante ebulloscópica del disolvente, Kc, la constante crioscópica, y m, la molalidad. Para el agua, Kb = 0.52, y Kc = 1.86.




 * ==Presión osmótica==

Se llama **ósmosis** al proceso por el que un disolvente pasa a través de membranas semipermeables desde una disolución diluida a una concentrada, intentando igualar las concentraciones de ambas, para alcanzar la condición de equilibrio, en que ambas disoluciones tengan la misma presión de vapor. Si colocamos la disolución y el disolvente en un tubo en U con la membrana situada en el centro, e inicialmente a la misma altura, el proceso llevaría a una situación en que la rama de la disolución subiría por el paso del disolvente a la misma, y obviamente la otra rama descendería. Esta diferencia de alturas se traduce en una presión hidrostática que la disolución ejerce sobre el disolvente a través de la membrana, estas presión se llama **presión osmótica**.

Van’t Hoff tuvo la idea de que las partículas de soluto de una disolución diluida se comportarían de manera semejante a las de un gas ideal, de tal manera que la presión que ejercerían sería

p ·V = n·R·T

donde // p // es la presión osmótica en atm, //V// es el volumen de disolución//, n//, el número de moles de soluto, //R//, la constante de los gases y //T// la temperatura en Kelvin. Despejando // p //, y puesto que //n/V// es //M//, la concentración molar: p = M·R·T 

=Estequiometría=

Se denomina __reactivo limitante__ de una reacción al que primero se termina, y por tanto determina las cantidades de otros reactivos que reaccionan y las cantidades de productos que se forman. media type="custom" key="25510928"
 * ==Esquema de relaciones estequiométricas==