Soluciones

LAS SOLUCIONES.

Las soluciones poseen las siguientes características.

1.Son materiales homogéneos a simple vista y en un microscopio de alta resolución.

2.El diámetro de las partículas es comparable a los diámetro de los átomos, moléculas e iones, es decir, alrededor de 5 nm y, por tanto, no presentan el efecto Tyndall, debido a que las partículas de una solución no reflejan la luz.

3.Las soluciones filtran, no sedimentan y dializan.

4.Los componentes de una solución son el soluto o los solutos y un disolvente. El soluto o los sólutos son los componentes que se disuelven. El componente que disuelve se llama solvente o disolvente. Las proporciones de estos componentes se pueden variar hasta ciertos límites.

5.Cualquier porción de la solución posee la misma concentración y las mismas propiedades físicas y químicas.

6. Las propiedades de la solución dependen de su concentración.

7.Los componentes de una solución no se pueden separar mediante procedimientos mecánicos como, por ejemplo, filtración, sedimentación y centrifugación. Los componentes de la solución se pueden separar mediante procedimientos físicos como, por ejemplo, evaporación, destilación, cromatografía, electrólisis... También se pueden utilizar métodos químicos como la precipitación con reactivos...

8.Las soluciones pueden existir en los estados sólido, líquido y gaseoso. Las aleaciones, la solución de alcohol isopropílico y el aire son ejemplos de soluciones sólida, líquida y gaseosa, respectivamente.

9. En una disolución, puede haber desprendimiento o absorción de calor. El calor desprendido o absorbido por mol de soluto se denomina calor molar de solución.

10.Las soluciones se consideran cambios físicos, debido a que en un gran número de situaciones no hay reacción entre soluto y solvente. Sin embargo, en las disociaciones en medio acuoso de ácidos débiles y fuertes, bases débiles y fuertes y sales que hidrolizan ocurren reacciones de intercambio de protones entre el soluto y el solvente. Por ejemplo,

CH₃COOH +H₂O = CH₃COO^-+H₃O⁺

NH₃+H₂O = NH₄OH

CH₃COONa+H₂O = CH₃COOH+Na⁺+HO^-

HCl+H₂O→Cl^-+H₃O⁺

Recuerde que de acuerdo con las normas de la I.U.P.A.C. de 2005, podemos escribir al ion hidróxido como OH^- o HO^-

Dependiendo de los estados físicos del soluto y del solvente las soluciones se caracterizan de la siguiente manera:

◾Gas en gas. El soluto es gas y el solvente también. Ejemplo, todas las mezclas gaseosas se consideran soluciones.
◾Gas en Líquido. El soluto es un gas y el solvente es un líquido. Por ejemplo, dióxido de carbono disuelto en agua.
◾Gas en sólido. Un gas disuelto en un sólido. Por ejemplo, hidrógeno en paladio H₂/Pd.
◾Líquido en gas. No forman una solución, pero si forman un coloide (aerosol líquido).
◾Líquido en líquido. Un líquido disuelto en otro líquido. Ejemplo, etanol disuelto en agua.
◾Líquido en sólido. Un líquido disuelto en un sólido. Ejemplo, Amalgamas.
◾Sólido en gas. No forman solución, pero forman un coloide denominado aerosol sólido.
◾Sólido en líquido. Un sólido disuelto en un líquido. Ejemplo, azúcar en agua.
◾Sólido en sólido. Un sólido disuelto en otro sólido. Ejemplo, el acero y otras aleaciones.
◾Las soluciones pueden ser iónicas o moleculares. En una solución iónica el soluto está disociado en sus iones constituyentes. Ejemplo, NaCl en agua. En una solución molecular, el soluto se encuentra en forma molecular. Por ejemplo, azúcar en agua.

Unidades para expresar la concentración de las soluciones.
La concentración de una solución se puede expresar en términos cualitativos y en términos cuantitativos.

🔺TÉRMINOS CUALITATIVOS

Los términos cualitativos hacen referencia a la solubilidad del soluto. La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en 100 g de solvente a una temperatura dada. Las solubilidades de sólidos y líquidos dependen de la temperatura, y hay que especificar la temperatura al reportar las solubilidades de  sólidos y líquidos. Las solubilidades de los gases dependen de la temperatura y de la presión, y ambas magnitudes deben ser especificadas al reportar las solubilidades de los gases. Si la cantidad de soluto disuelto, a una temperatura dada, es menor que la solubilidad a esa temperatura, la solución es insaturada, es decir, en una solución insaturada el disolvente puede admitir más cantidad de soluto a la temperatura dada. Dentro de las soluciones insaturadas se utilizan los términos de solución diluida y solución concentrada. La solución es diluida si la cantidad de soluto es muy pequeña con respecto a la cantidad de solvente. La solución es concentrada si contiene una gran cantidad de soluto con respecto a la cantidad de solvente, pero sin llegar a la saturación. Si la cantidad de soluto disuelto, a una temperatura dada, es igual a la solubilidad del soluto a la temperatura dada, la solución es saturada, es decir, el solvente no admite más cantidad de soluto a la temperatura dada. Por tanto, una solución saturado es la solución que está en equilibrio con el precipitado. Para preparar una solución saturada, a una temperatura dada, añadimos soluto hasta que se forme un precipitado, la solución que está encima del precipitado es saturada a la temperatura dada. Una disolución sobresaturada contiene, a una temperatura dada, mayor cantidad de soluto disuelto del que determina la solubilidad a esa temperatura.  Para preparar una solución sobresaturada preparamos, a una temperatura dada, una solución saturada como fue indicado anteriormente, calentamos y agitamos hasta disolver el precipitado y posteriormente enfriamos hasta la temperatura inicial o temperatura donde comenzó el calentamiento.  Si no se vuelve a formar precipitado, la solución resultante está sobresaturada a la temperatura inicial dada. La solución sobresaturada se encuentra en un estado meta estable, y cualquier movimiento o cambio de temperatura exterior puede provocar la precipitación del soluto. Por evaporación o adición de cristales puede producirse una cristalización.
En biología, se utilizan los términos de solución hipotónica, solución hipertónica y solución isotónica. Una solución es hipotónica cuando su presión osmótica es menor que la presión osmótica de otra solución tomada como referencia, es decir, la solución es hipotónica con respecto a otra más concentrada. Por ejemplo, si se sumerge una célula en una solución hipotónica con respecto al líquido intracelular, habrá flujo de agua a través de la membrana celular desde la solución hacia el interior de la célula y la célula se hincha. La solución es hipertónica cuando su presión osmótica es mayor que la presión osmótica de otra solución tomada como referencia, es decir, la solución es hipertónica con respecto a otra más diluida. Si se sumerge la célula en una solución hipertónica con respecto al líquido intracelular, fluye agua del interior de la célula hacia la solución y la célula se contrae. Dos soluciones son isotónicas si poseen igual presión osmótica, es decir, ambas poseen igual concentración. En esta última situación, no hay modificación del volumen celular.

🔺TÉRMINOS CUANTITATIVOS

En términos cuantitativos, las soluciones se expresan en unidades físicas y en unidades químicas.

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN

Las unidades físicas de concentración no dependen de la naturaleza del soluto y solvente, pero dependen de las proporciones del soluto y la solución, es decir, de la fracción masa del soluto en la solución (w = m_soluto /m_solución), de la fracción volumen del soluto en la solución (φ = V_soluto /V_solución) y de la densidad de concentración del soluto en la solución (ρ_c = m_soluto /V_solución). Por tanto, las unidades físicas de concentración se expresan en %masa/masa (%m/m), %masa/volumen (%m/V), %volumen/volumen (%V/V), partes por millón (ppm) y partes por billón (ppb)

El porcentaje masa/masa se a la fracción masa del soluto multiplicada por 100, es decir, la masa de soluto presente en 100 g de solución.

El porcentaje masa /volumen es la densidad de concentración multiplicada por 100, es decir, masa de soluto presente en 100 mL de solución.

El porcentaje volumen/volumen es la fracción de volumen multiplicada por 100, es decir, volumen de soluto presentes en 100 mL.
Para soluciones muy diluidas y a temperaturas donde la densidad del agua es 1 g/mL, podemos definir las partes por millón y las partes por billón como ppm ~ mg de soluto/L de solución y ppb ~ microgramos de soluto/L de solución. 
En realidad, las ppm y las ppb son relaciones de masa. Por ejemplo, ppm = (mg de soluto/mg de solución)x10⁶. 

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

Las unidades químicas dependen de la naturaleza del soluto. Por ejemplo, si disolvemos las mismas masas de NaCl (cloruro de sodio) y KBr (bromuro de potasio) en el mismo volumen de solución, ambas soluciones poseen diferentes unidades químicas de concentración, pero iguales unidades físicas de concentración.
La I.U.P.A.C recomienda las siguientes unidades de concentración.

🔺Concentración. 
🔺Molalidad. 
🔺Fracción molar.

En química analítica,  se utilizan unidades como formalidad o concentración analítica, molaridad, normalidad y título. La I.U.P.A.C. no recomienda el uso de los términos  normalidad, molaridad y formalidad. Según la I.U.P.A.C expresar concentraciones como 0,5M, 2N, 0,1F...es incorrecto, debido a que M, N o F no son unidades. Aunque estas denominaciones han perdido popularidad siguen apareciendo en los textos de química general y química analítica.

La concentración es el número de moles de soluto contenidos en el volumen de solución expresado en m³. Se representa por la letra c minúscula.

c = n_s /V(m³)

n_s es el número de moles y V es el volumenen m³.

La molalidad (m) es el número de moles de soluto presentes en la masa del solvente expresada en kg.

m = n_s /m_solvente(kg)

La fracción molar (x_s) se refiere a moles de soluto contenidos en moles de solución.

x_s = n_s/(n_s+n_d)

n_s se refiere a mol de soluto.
n_d se refiere a mol de solvente

La molaridad (M) se refiere a moles de soluto contenidos en el volumen de solución expresado en litros, y se acostumbra el uso de la letra M para representarla.

 M = n_s /V(L)

La normalidad (N) se refiere al número de equivalentes de soluto presentes en el volumen de solución expresado en litros.

N = n_equivalentes /V(L)

El volumen depende de la temperatura y, por tanto, al reportar un valor de concentración, molaridad, formalidad o normalidad se debe especificar la temperatura. 
El problema con la normalidad es que requiere el conocimiento de la masa equivalente del soluto, y la masa equivalente depende del estado de oxidación de la especie bajo consideración y, por tanto, una misma sustancia puede poseer diferentes masas equivalentes. Por ejemplo, en el HNO₃ libre, la masa equivalente es la masa molar del ácido dividida entre el número de átomos de hidrógeno, es decir,  63 g/equivalente. Si el HNO₃ reacciona con cobre, se puede formar NO. En esta situación, el nitrógeno cambia su estado de oxidación desde 5+ en HNO₃ a 2+ en NO (gana 3 electrones) y la masa equivalente del HNO₃ es 63/3 =21g/eq. La I.U.P.A.C no acepta que una variable sea utilizada como patrón. Sin embargo, en algunos casos, el uso de la normalidad facilita los cálculos, y algunos textos siguen utilizando la normalidad.

La concentración analítica se refiere a la suma de todas las concentraciones de iones y moléculas que derivan de una misma especie. Por ejemplo, considere el ácido acético. El ácido acético en solución se disocia en iones acetato e iones oxonio (las recomendaciones de la I.U.P.A.C. del 2005 consideran el nombre de hidronio obsoleto, y no se debe utilizar). 

CH₃COOH + H₂O = CH₃COO^- + H₃O⁺

la concentración analítica del CH₃COOH es,

C_a = F =[CH₃COOH] + [CH₃COO^- ]. 

El corchete indica concentración en mol/L, mol/m³ o mol/dm³. 

La formalidad o concentración formal se refiere a la concentración analítica. La formalidad suministra información acerca de cómo la solución fue preparada inicialmente, pero no implica necesariamente lo que le ocurre al soluto después de ser disuelto. La molaridad se refiere, específicamente, a las concentraciones de equilibrio de las moléculas e iones presentes en la solución después de disolver el soluto. Por tanto, formalidad y molaridad no son necesariamente dos términos sinónimos. Por ejemplo, una solución 1F de ácido  acético, debido a su disocian, posee al alcanzarse el equilibrio iónico una molaridad menor a 1F. 

[CH₃COOH] = 1F - [CH₃COO^-]. 

A pesar de lo comentado algunos autores no establecen diferencias entre molaridad y formalidad.

El título es la masa de soluto por mL de solución o la masa de reactivo que reacciona con el soluto contenido en un mL de solución. Por ejemplo, 4,7500 mg de hierro(2+) son oxidados a hierro(3+) por 1,0000 mL de solución de KMNO₄. Por tanto 4,7500 mg de hierro(2+)~1,0000 mL de KMNO₄.