Proceso de disolición

Bioquímica. Partículas. Solvatación. Hidratación. Cirstalización. La Ley de Henry. Soluciones. Dilusiones. Coloides

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Proceso de Disolución

Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular de dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí, cuyos componentes son llamados soluto y solvente,se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límitesy no pueden ser separados por métodos mecánicos simples.

Fuerzas Intermoleculares

En los estados sólido y líquido, las moléculas se mantienen unidas por atracciones intermoleculares. Estas fuerzas también juegan un papel central en la formación de soluciones.

El dicho “lo semejante disuelve a lo semejante” se basa en la acción de las fuerzas intermoleculares. Para entender el proceso de formación de una disolución se debe tomar en cuenta el tipo de fuerzas intermoleculares existentes tanto en el soluto como en el solvente. Estas fuerzas pueden ser:

  • London: solventes no polares
  • Dipolo-Dipolo: solventes polares
  • Ión-Ión: solventes iónicos
  • Puentes Hidrógeno: solventes polares
  • Ión-Dipolo: solventes polares

Solvatación e Hidratación de las partículas en solución

Es el proceso de atracción y asociación de moléculas de un disolvente con moléculas o iones de un soluto. Al disolverse los iones en un solvente, se dispersan y son rodeados por moléculas de solvente. A mayor tamaño del ion, más moléculas de solvente son capaces de rodearlo, y más solvatado se encuentra el ion. Cuando el solvente es el agua, al proceso se le llama hidratación.

La naturaleza polar de las moléculas de agua es importante cuando se usa como solvente, el agua disuelve con facilidad a muchos compuestos iónicos debido a la hidratación de los iones. Un ion hidratado es un agregado formado por un ion y una o más moléculas de agua.

Los solventes polares son aquellos con una estructura molecular que contiene dipolos. Tales compuestos suelen tener una alta constante dieléctrica. Las moléculas polares de estos solventes pueden solvatar iones porque pueden orientar la porción parcialmente cargada de la molécula hacia el ion en respuesta a la atracción electrostática. Esto estabiliza el sistema.

La solvatación involucra a diferentes tipos de interacciones moleculares: puente de hidrógeno, ion-dipolo, dipolo-dipolo o fuerzas de London. Los tres primeros pueden estar presentes sólo en solventes polares. Las interacciones ion-ion sólo pueden suceder en solventes iónicos. La conductividad de una solución depende de la solvatación de sus iones.

Velocidad de disolución y cristalización

La velocidad de disolución es el tiempo en que se disuelve el soluto.

Algunos de los factores que influyen aumentando la velocidad son:

  1. Aumento de la disgregación del soluto: provoca un mayor desorden molecular, se incrementa la superficie de contacto y aumenta la atracción atractiva del disolvente.
  2. Aumento de la temperatura: incrementa el desorden y las moléculas vencen la energía que las mantiene unidas al cristal.
  3. Proporción de solvente
  4. Agitación
  5. Naturaleza de la sustancia

La cristalización es el proceso por el cual se forma un sólido cristalinoya sea a partir de un gas, un líquido o una disolución. Cuanto mayor sea la diferencia de solubilidad con la temperatura, se pueden obtener mayores rendimientos. Luego de hacer este procedimiento el material queda totalmente puro.

Saturación

Una solución saturada es la que contiene un nivel de soluto tan grande como es posible en el volumen de disolvente dado. Una solución sobresaturada contiene más soluto del que puede ser disuelto en el disolvente, normalmente conseguido al bajar la temperatura o por evaporación del disolvente. En este caso la adición de cristales de soluto puede provocar su precipitado.

Solubilidad

Es la capacidad de una sustancia para disolverse en otraa una cierta temperatura y presión.

Disolución

A(sto)<------------->A(ste)

Cristalización

La Ley de Henry nos dice que la solubilidad es directamente proporcional a la presión parcial.

Efecto de la temperatura sobre la solubilidad

La disolución de la mayor parte de los sólidos es un proceso endotérmico, sus solubilidades en agua aumentan cuando se suministra calor y aumenta la temperatura.

Hay pocos sólidos pero la mayor parte de los líquidos y los gases se disuelven exotérmicamente por lo tanto sus solubilidades disminuyen al aumentar la temperatura.

Efecto de la presión sobre la solubilidad

Los cambios de presión no afectan de modo apreciable a las solubilidades de sólidos y líquidos en los solventes líquidos. Sin embargo, las solubilidades de los gases en todos los disolventes aumentan cuando lo hace la presión parcial del gas, este es el enunciado de la Ley de Henry.

El agua gaseosa es una solución saturada de CO2 en agua bajo presión. Cuando se abre una botella de bebida gaseosa, la presión sobre la superficie de la bebida se reduce a la presión atmosférica, y muchas burbujas de CO2 abandonan la solución. Si se deja abierta la botella, la bebida acaba “sin gas” con mayor rapidez que si estuviese herméticamente cerrada, ya que el CO2 escapa de la botella abierta. Este proceso, es el inverso de la disolución de CO2 en agua (proceso exotérmico) por lo que el escape de CO2 desde el líquido debe ser un proceso endotérmico, esto es que absorbe calor desde el medio ambiente y provoca la sensación de “frescor” de las bebidas gaseosas.

Características cualitativas de una solución

  1. Mezcla homogénea de dos o más sustancias puras.
  2. La sustancia disuelta se denomina soluto y la sustancia donde se disuelve se denomina solvente.
  3. La cantidad de soluto y de solvente varía entre ciertos límites.
  4. Las propiedades físicas dependen de la concentración (relación de cantidad de soluto con cantidad de solvente).
  5. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
  6. Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.
  7. Tienen ausencia de sedimentación.
  8. Los solutos pueden ser iones o moléculas.
  9. Al formarse una solución, ocurre una reorganización (ruptura, formación) de las fuerzas intermoleculares que actúan en el soluto y el solvente. Dependiendo del balance de fuerzas intermoleculares rotas y formadas, el proceso de formación de la solución puede absorber o ceder energía (endotérmico o exotérmico).

Clasificación de Soluciones

POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN

POR SU CONCENTRACIÓN

SÓLIDAS

Sólido en Sólido

Gas en Sólido

Líquido en Sólido

Solución No-Saturada: es aquella donde el soluto y el solvente no están en equilibrio a una temperatura dada, es decir, se puede agregar más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

LÍQUIDAS

Líquido en Líquido

Sólido en Líquido

Gas en Líquido

Solución Saturada: es aquella donde el soluto y el solvente se encuentran en equilibrio, ya que a cualquier temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto.

GASEOSAS

Gas en Gas

Solución Sobre-Saturada: es aquella en donde se encuentra disuelto más soluto que el permitido a una temperatura dada, es una solución muy inestable.

Tipos de Solutos

No electrolitos

Se caracterizan porque sus soluciones no conducen la electricidad. Se disuelven como moléculas neutras que no pueden moverse en presencia de un campo eléctrico. Los solutos no electrolitos son en general poco solubles, a excepción de los que pueden formar puentes de hidrógeno.

Electrolitos

Las soluciones acuosas de estas sustancias conducen la electricidad y disocian en iones. Los electrolitos son muy solubles debido a las interacciones ión-dipolo.

En la solubilidad influyen la presión y la temperatura. En general, la solubilidad de un sólido en un líquido aumenta con la temperatura.

Características cuantitativas de una solución

Concentración de una soluciónes la relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el solvente es la sustancia que disuelve al soluto y la solución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto, menos concentrada está la solución y a mayor proporción, más concentrada.

Unidades de concentración físicas

Porcentaje masa-masa (% m/m): masa de soluto por cada 100g de solución.

Porcentaje masa-volumen (% m/V): masa de soluto por cada 100mL de solución.

Porcentaje volumen-volumen (% V/V): volumen de soluto por cada 100mL de solución.

Partes por millón (ppm): masa (mg) de soluto por cada 1000g o 1L de solución.

Unidades de concentración químicas

Molaridad (M): moles de soluto por 1L de solución.

Molalidad (m): moles de soluto por 1kg de solvente.

Normalidad (N): equivalentes de soluto por 1L de solución. Los equivalentes son el número de electrones transferidos en un mol de sustancia.

Ácidos: cantidad de protones (H)

Bases: cantidad de oxidrilos

Iones: numero de la carga

Sales: cantidad de cargas (positivas o negativas)

Fracción Molar (X): relación entre los moles de un componente y el total de moles de una solución.

Xsto: moles de soluto dividido por el número total de moles.

Xste: moles de solvente dividido por el número total de moles.

Xsto + Xste = 1

Las concentraciones que utilizan unidades de masa son más exactas puesto que la masa no se modifica con la temperatura como le sucede al volumen.

Soluciones Estándar

Son soluciones de concentración exactamente conocida. La estandarización es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución, midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada tiene una concentración más exacta.

Las propiedades de los estándares primarios son:

  • No reaccionar o absorber componentes de la atmósfera.
  • Reaccionar siguiendo una reacción invariable.
  • Tener alto porcentaje de pureza.
  • Tener elevada masa fórmula para minimizar errores en las pesadas.
  • Ser solubles en el solvente de interés.
  • No deben ser tóxicos.

Dilución

Es un proceso que se realiza para preparar soluciones a partir de otra solución con la misma droga pero de concentración superior. Cuando se diluye una solución, al agregar más solvente, el número de moles del soluto no varía, pero el volumen y la concentración de la solución si varían.

C1 x V1 = C2 x V2

C1 x V1 + C2 x V2 = C3 + V3

Factor de Dilución

Indica la cantidad de veces que se diluye una solución. Se calcula de la siguiente manera:

Volumen final Concentración inicial

Volumen inicial Concentración final

Preparación de Soluciones

Con drogas fácilmente solubles (concentración conocida):

  • Pesar con exactitud la cantidad de droga deseada utilizando una balanza analítica.
  • Trasvasar cuidadosamente la droga al matraz, enjuagar varias veces con el solvente y recoger los pequeños volúmenes de lavado en el matraz.
  • Agregar agua destilada hasta aproximadamente la mitad del volumen del matraz y agitar por rotación para que se disuelva completamente la droga.
  • Agregar mas agua destilada hasta unos centímetros por debajo de la marca de enrase.
  • Dejar unos minutos para que la solución alcance la temperatura ambiente y el cuello del matraz este lo mas seco posible.
  • Finalmente, agregar agua -gota a gota- hasta que la parte inferior de la superficie cóncava del líquido se ubique en el lugar adecuado.
  • Tapar el matraz e invertir varias veces para homogeneizar.
  • La solución preparada se lleva a un frasco limpio y seco.

Con drogas poco solubles

  • Pesar con exactitud la cantidad de droga deseada en un beacker.
  • Disolver con una cantidad de solvente inferior al volumen del matraz, calentar hasta que la droga se disuelva completamente y dejar enfriar hasta que alance temperatura ambiente.
  • Trasvasar cuantitativamente la solución al matraz, enjuagar varias veces el beacker para arrastrar todo el posible resto de solución y colocar en el matraz también.
  • Finalmente, agregar agua -gota a gota- hasta que la parte inferior de la superficie cóncava del líquido se ubique en el lugar adecuado.

Preparación de Diluciones

Diluciones consecutivas:

  • Medir el volumen de solución madre lo más exactamente posible y transferirlo al matraz.
  • Enjuagar varias veces con el solvente usado y colocar esos líquidos de lavado en el matraz.
  • Enrasar el matraz.
  • Disponer de tres matraces, perfectamente limpios y numerados.
  • Realizar tres diluciones consecutivas de la solución:
  • Tomar el volumen de una pipeta aforada de solución madre, verterlo en un matraz, completar a volumen y enrasar correctamente. Obtenemos la solución 1.
  • Tomar el volumen de una pipeta aforada de solución 1, verterlo en un matraz, completar a volumen y enrasar correctamente. Obtenemos la solución 2.
  • Tomar el volumen de una pipeta aforada de solución 2, verterlo en un matraz, completar a volumen y enrasar correctamente. Obtenemos la solución 3.

Presión de vapor

Es la presión, para una temperatura dada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Esta propiedad posee una relación inversamente proporcional con las fuerzas de atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada para vencerlas y producir el cambio de estado.

Gráfico de la presión del vapor de agua.

Disminución de la presión de vapor

La velocidad de las partículas de disolvente que abandonan la superficie del líquido se reduce en presencia de un soluto no volátil. Las soluciones acuosas concentradas de solutos no electrolitos se evaporan más lentamente que el agua pura. Esto hace que se produzca una disminución en la presión de vapor, que depende únicamente de la concentración del soluto y es independiente de su naturaleza. La relación entre la presión de vapor del disolvente y la concentración se conoce como Ley Raoult.

Si a una sustancia A le añadimos un soluto no volátil B, la tendencia de las moléculas de B a abandonar la disolución es mínima, en el vapor sólo habrá partículas de A. Se alcanzaría entonces un nuevo equilibrio con un menor número de partículas, lo que se traduce en una disminución de la presión de vapor.

Aumento del punto de ebullición

Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

Es la diferencia entre el punto de ebullición de un solvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada. Es directamente proporcional a la molaridad del soluto.

Disminución del punto de congelación

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.

Es la diferencia entre el punto de fusión de un solvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada. Es directamente proporcional a la molaridad del soluto. Existe un equilibrio dinámico entre las partículas que solidifican y las partículas que se licúan. Cuando se añade un soluto este equilibrio dinámico se rompe ya que las moléculas del soluto congelan a menos velocidad. Es necesaria una disminución de la temperatura para alcanzar un nuevo equilibrio.

Presión Osmótica

Es una propiedad coligativa y es una de las principales características que deben tener en cuenta en las relaciones de los líquidos intersticiales e intravasculares que constituyen el medio interno. Es un comportamiento que contiene soluciones de distinta concentración al medio extracelular que la rodea, creando una barrera de control de solutos.

La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.

Soluciones

Hipertónicas

Una solución hipertónica es aquella que tiene mayor concentración de soluto en el medio externo en relación al medio citoplasmático de la célula. Si una célula se encuentra en un medio hipertónico, el agua sale de la célula hacia el exterior.

Hipotónicas

Una solución hipotónica es aquella que tiene menor concentración de soluto en el medio externo en relación al medio citoplasmático de la célula. Si una célula se encuentra en un medio hipotónico, el agua ingresa a la célula.


Isotónicas

Una solución isotónica es aquella donde la concentración de soluto está en igual equilibrio fuera y dentro de la célula.

Soluciones Electrolíticas

Los electrolitos son sustancias que en solución acuosa o como sales fundidas conducen la corriente eléctrica. Pueden ser ácidos, bases o sales. Además, las reacciones de los electrolitos son más rápidas que las de otros reactivos.

Las soluciones electrolíticas son todas aquellas soluciones en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando iones y de esta manera el número de partículas disueltas, aumenta.

Propiedades Coligativas de las Soluciones Electrolíticas

Las soluciones electrolíticas presentan un comportamiento extraño en relación a sus propiedades coligativas; soluciones acuosas de diferentes electrolitos a la misma molalidad ejercen un efecto mayor que el que corresponde a su concentración molal.

El punto de congelación y la presión de vapor son menores y presentan valores mayores en el punto de ebullición y la presión osmótica. Los electrolitos se disocian, esto hace que presenten más partículas por unidad de volumen que los no electrolitos a la misma molalidad, dando lugar a un efecto mayor, mientras mayor es el número de partículas que se liberan.

Coloides

Es una mezcla heterogénea compuesta por dos fases: una fase dispersante, normalmente fluida, y una fase dispersa, que se encuentra en menor proporción y en forma de partículas; por lo general sólidas que no alcanzan a ser moleculares ni iónicas. El tamaño de las partículas determina sus propiedades particulares. Son partículas que no son apreciables a simple vista, pero mucho más grandes que cualquier molécula.

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. En la siguiente tabla se recogen los distintos tipos de coloides según el estado de sus fases continua y dispersa:

Fase dispersa

Gas

Líquido

Sólido

Fase dispersante

Gas

No es posible porque todos los gases son solubles entre sí

Aerosol líquido,

Ejemplos: niebla, bruma

Aerosol sólido,

Ejemplos: Humo, polvo en suspensión

Líquido

Espuma,

Ejemplos: Espuma de afeitado

Emulsión,

Ejemplos: Leche, salsa mayonesa, crema de manos, sangre

Sol,

Ejemplos: Pinturas, tinta china

Sólido

Espuma Sólida,

Ejemplos: piedra Pómez, Aerogeles

Gel,

Ejemplos: Gelatina, gominola, queso

Sol sólido,

Ejemplos: Cristal de Rubí

Características

  • No sedimentan con facilidad.
  • Tienen aspecto turbio.
  • Forman átomos, moléculas o macromoléculas y su núcleo rodea la fase dispersante.
  • No pueden atravesar membranas semipermeables, como el papel celofán y el colodión.

Propiedades

  • Movimiento browniano: se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.
  • Efecto de 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. Esto no ocurre en otras sustancias y es debido a que el tamaño es semejante a la longitud de onda de la luz.
  • Adsorción: proceso de atracción de las moléculas o iones de una sustancia en la superficie de otra, siendo el tipo más frecuente el de la adhesión de líquidos y gases en la superficie de los sólidos. Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande.
  • Carga eléctrica: la mayoría de las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.

Estabilidad de los sistemas coloidales

Al agitar en un vaso, una mezcla de aceite y agua, se obtiene una emulsión, pero es inestable, ya que al dejar de agitarla, se distinguen perfectamente dos capas, una la de agua, en el fondo del vaso, y otra la del aceite, que queda en la superficie.

Los soles metálicos, también son dispersiones coloidales inestables. Estos coloides se pueden estabilizar mediante una sustancia que se llama estabilizador, impidiendo la tendencia de estas partículas a unirse entre si para formar otras mayores, coloides hidrófobos.

Hay algunas sustancias que forman directamente dispersiones coloidales estables. Estos coloides auto estables, se denominan hidrófilos.

Floculación o coagulación de los coloides

La coagulación o floculación de los coloides es el aumento del tamaño de las partículas en un sol, por el cual generalmente se enturbia y hasta puede precipitarse. Hay muchas maneras de producir la coagulación, una de ellas es la acción de los electrolitos, también esta la radiación y el calor. Algunos soles son muy estables a la acción de electrolitos, mientras que otros pueden ser floculados muy fácilmente.

Se han realizado muchos experimentos sobre los efectos precipitantes de varios electrolitos sobre diferentes soles; los resultados dependen de las condiciones en que se efectúan, pero se pueden sacar dos conclusiones: primero, el ion que produce la precipitación de un sol es aquel cuya carga es de signo opuesto al de las partículas coloides; segundo, el efecto precipitante aumenta notablemente al aumentar la valencia del ion.

Las partículas que constituyen los solutos de las soluciones coloidales se denominan micelas. Su tamaño es superior al de las que forman las soluciones verdaderas e inferiores al de las dispersiones droseras y en ellas se pueden llevar a cabo procesos de separación.

La electroforesis es una técnica para la separación de moléculas según la movilidad de estas en un campo eléctrico. La separación puede realizarse sobre la superficie hidratada de un soporte sólido, a través de una matriz porosa o bien, en disolución.