Soluciones Soluto + solvente = solución Tipos de soluciones Soluciones verdaderas : Son aquellas en que el diámetro de las partículas es inferior a 10.

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1 Soluciones Soluto + solvente = solución Tipos de soluciones Soluciones verdaderas : Son aquellas en que el diámetro de las partículas es inferior a 10 A º Ejemplo : sal común en agua ( NaCl en H 2 O) Soluciones coloidales : Son aquellas en que el diámetro de las partículas fluctúan entre 10 y 1000 A º Ejemplo proteínas en agua Dispersiones groseras: El diámetro de las partículas es superior a 1000 A º Ejemplo Talco en agua

2 Solubilidad: Se define como la máxima cantidad de un soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de solvente a una temperatura dada. Solución saturada: Es aquella que tiene el soluto en la cantidad que corresponde a su solubilidad. Es decir contiene la máxima cantidad de soluto que puede mantenerse disuelto en una determinada cantidad de solvente a una temperatura establecida. Solución diluida: Es aquella en que la masa de soluto disuelta, con respecto la solución saturada es más pequeña para la misma temperatura y cantidad de solvente

3 Solución sobresaturada: Es aquella que contiene una mayor cantidad de soluto que una solución saturada a una temperatura determinada. Esta propiedad la convierte en inestable, bastando una suave agitación para que el exceso de soluto precipite. Efecto de la temperatura sobre la solubilidad Si durante el proceso de disolución del sólido en el líquido se absorbe calor, la solubilidad aumenta al elevarse la temperatura Si por el contrario se desprende calor del sistema la solubilidad disminuye. Solubilidad de gases en líquidos Los gases son generalmente más solubles en agua fría, pues tienden a escapar cuando se calienta el agua.

4 Concentración de una solución La relación entre la cantidad de sustancia disuelta y la cantidad de disolvente se conoce como concentración Esta relación se expresa cuantitativamente en forma de unidades porcentuales y unidades químicas, debiendo considerarse la densidad y el peso molecular del soluto. Concentraciones en unidades porcentuales: a.- Porcentaje peso en volumen ( p/v) Indica la masa en gramos de soluto disuelto en 100 mL de solución b.- Porcentaje peso en peso (p/p) Indica la masa de soluto en gramos, presentes en 100 gr de solución. c.- Porcentaje volumen en volumen (v/v) Indica el volumen de soluto en mL, presentes en 100 mL de solución.

5 Concentraciones en unidades químicas Molaridad : Indica el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución g M = PM. V (litro) Normalidad: Indica el nº de equivalentes gramos de soluto disueltos en un litro de solución. g N = PE. V (litro)

6 Equilibrio iónico, Ácidos y Bases Teoría de Arrhenius. Un ácido como un compuesto de hidrógeno que forma H + en solución acuosa. Una base como un compuesto que contiene hidroxilo y forma OH -, en solución acuosa Teoría Bronsted-Lowry. Un ácido puede definirse como un dador de protones Una base como un aceptor de protones

7 Ácido fuerte: Se define como ácido fuerte cuando en solución acuosa se ioniza completamente Ej: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - ácido base ácido base conjugado conjugada débil La base conjugada Cl - es muy débil por lo tanto no regenera el ácido molecular Ácido débil : Se define como ácido débil cuando en solución acuosa se ioniza poco Ej: CH 3 – COOH + H 2 O CH 3 - COO - + H 3 O + ácido base base conjugada fuerte La base conjugada acetato es fuerte acepta al H + y llega a un equilibrio con el ácido molecular

8 pH Las concentraciones de iones hidrógeno de las soluciones acuosas se da convencionalmente en término de pH. El pH de una solución se define como el logaritmo ( en base 10 ) negativo de la actividad del ión hidrógeno. pH = - log [ H + ] también se puede hablar de pOH pOH = - log [ OH - ] pH + pOH = 14 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 ácido neutro básico

9 Solución amortiguadora, buffer o tampones Es una solución de un ácido débil o una base débil y su sal. Los dos componentes deben estar presentes. La solución tampón tiene la capacidad de resistir los cambios, variaciones, de pH cuando se agregan pequeñas cantidades tanto de ácidos como de bases. La capacidad de la solución tampón depende de la relación de concentraciones de los pares: [sal/ácido], [sal/base]

10 Importancia de las soluciones amortiguadoras Las disoluciones amortiguadoras son muy importantes en los sistemas químicos y biológicas. El pH en el cuerpo humano varía mucho de un fluido de a otro; por ejemplo, el pH de la sangre es alrededor de 7,4, en tanto que el del jugo gástrico humano es de alrededor de 1,5. En la mayor parte de los casos, estos valores de pH, que son cítricas para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del balance de la presión osmótica, se mantienen gracias a las disoluciones amortiguadoras.

11 CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

12 OXIDO-REDUCCIÓN ¿Qué es una reacción redox? Una reacción redox es aquella en la que uno de los compuestos se red uce y el otro se ox ida, de ahí su nombre. El reactivo que se oxida está perdiendo electrones que son aceptados por el que se reduce. Y el que se reduce está ganando los electrones que el otro ha dejado. Ej: Fe + O 2 Fe 2 O 3 2PbO 2Pb + O 2

13 Agentes oxidantes El oxidante es aquel de los compuestos que forman parte de una reacción redox que es capaz de oxidar a la otra y que a su vez se reduce. Son buenos oxidantes: O 2, H 2 O 2, los permanganatos, los dicromatos, H 2 SO 4, etc.

14 Agentes reductores El reductor es aquel de los compuestos que forman parte en la reacción redox capaz de reducir al otro y que a su vez se oxida. Son buenos reductores: Los no metales y los metales de izquierda a derecha Cu, Hg, Ag y Au.

15 Ej: Cuo Cu 2+ + 2e - (el cobre se oxida y es capaz de ceder electrones) Ag + + e- Ag o (la plata se reduce y es capaz de aceptar electrones) No se puede producir la reacción contraria porque el cobre es muy mal oxidante y la plata muy mala reductora

16 Número de oxidación El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto. Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto Ej: NaCl Na + + Cl - Carga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene. Ej: H 2 O 2H +1 + O -2

17 Reglas para el número de oxidación a.- Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0 Ej: Pb° b.- El oxígeno tiene en sus compuestos estado de oxidación –2 excepto en los peróxidos que tiene –1. Ej: H 2 SO 4 -2 H 2 O 2 -1 c.- El hidrógeno tiene en sus compuestos estados de oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que tiene –1. Ej: H 2 + 1 SO 4 -2 H 4 -1 AlLi +4 d.- Los alcalinos tienen en sus compuestos estado de oxidación +1. Ej: K +1 Mn +2 O 4 -2 e.- Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos estado de oxidación +2. Ej: Ba 2+ SO 3 2-

18 Reglas para el número de oxidación f.- Los halógenos tienen en sus compuestos como haluros, estado de oxidación igual a -1. Ej: Na +1 Cl -1 g.- La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos. Ej: H 2 +1 S +6 O 4 -2 h.- Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. Y si se reduce el número de oxidación disminuye. Ej: Ca +2 C +4 O 3 -2 +2H +1 Cl -1 Ca +2 Cl 2 -1 + H 2 +1 O -2 + C +4 O 2 -2 Cu° + 2Ag + NO 3 - 2Cu + NO 3 - + 2Ag° El cobre se oxida y pierde 2 electrones los cuales toma la plata que se reduce

19 Resumen Oxidación : Es toda transformación química acompañada de un aumento en el número de oxidación Reducción : Es toda transformación química acompañada de una disminución en el número de oxidación. Agente oxidante : es aquella sustancia que acepta electrones Es aquel compuesto o elemento que provoca la oxidación, por lo tanto se reduce Agente reductor : es aquella sustancia dadora de electrones Es el compuesto o elemento que provoca la reducción, es decir se oxida