TIPOS DE DISOLUCIONES

Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporciones variables.¹​²​ También se puede definir como una mezcla homogénea formada por un disolvente y por uno o varios solutos.

Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama. También otros ejemplos de disoluciones son el vapor de agua en el aire, el hidrógeno en paladio o cualquiera de las aleaciones existentes.

Disolvente y soluto

Una disolución es una mezcla homogénea de sustancias puras. Frecuentemente formada por un solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión, medio en el que se disuelven uno o mas solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.⁴​

Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución:⁵​

• Dispersiones, suspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm.
• Dispersoides, coloides: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm.
• Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm.

Estas últimas se clasifican en:

• Disoluciones con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.
• Disoluciones moleculares: cada partícula es una molécula.
• Disoluciones iónicas: la partícula dispersa es un ion (fracción de molécula con carga eléctrica).
• Disoluciones atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

Características generales

• Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración.
• La disolución consta de dos partes: soluto y disolvente.
• Cuando el soluto se disuelve, éste pasa a formar parte de la disolución.
• Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto, debido a que los volúmenes no son aditivos.⁶​
• La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones variables entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente, es decir, tiene que ver con la cantidad de soluto que es capaz de admitir este disolvente.
• Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
• Sus propiedades físicas dependen de su concentración:

Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm³

Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm³

• Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.
• Como éstos no se pueden separar por centrifugación o filtración; sus componentes se obtienen a través de otros métodos conocidos como métodos de fraccionamiento, como es el caso de la destilación o la cristalización.

Tipos de disoluciones

Sólido

• Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de este tipo de disoluciones son las aleaciones, como el zinc en el estaño.
• Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que se disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido).⁷​ Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno.
• Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).

Líquido

• Sólido en líquido: este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar.
• Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua o dióxido de azufre en agua.
• Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final). Un método para volverlas a separar es por destilación.

Gas

• Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, sino como mezclas.⁸​
• Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno⁴​ y el polvo atmosférico disuelto en el aire.⁵​
• Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo.⁴​

    Balanceo de Ecuaciones.

Balanceo de ecuaciones químicas: El balanceo de ecuaciones no es mas que una consecuencia de la ley de conservación de la masa de Lavoisier, por lo que la masa de los reactivos debe ser igual a la masa de los productos, esto implica que la cantidad y variedad de átomos presentes en los reactivos debe mantenerse en los productos, (lo único que varía es la forma en que están combinados). Para balancear una ecuación química primero tenemos que identificar el tipo a la que ésta pertenece. Las reacciones químicas pueden clasificarse en términos generales como ácido-base u óxido-reducción: - En las reacciones ácido-base ninguna especie cambia su estado de oxidación. - En las reacciones del tipo óxido-reducción, al menos dos especies cambian de estado de oxidación:  Cuando una especie pierde electrones su número de oxidación aumenta (se hace más positiva o menos negativa Ej.: Fe2+ → Fe3+ , S 2- → S 0 ). A este proceso se le conoce como oxidación.  Cuando una especie gana electrones su número de oxidación disminuye (se hace menos positiva o más negativa, Ej.: Mn4+ → Mn2+ , O -1 → O -2 ). A este proceso se le conoce como reducción. Es importante mencionar que no puede existir una reacción de oxidación sin que ocurra alguna reacción de reducción acoplada. (Los electrones se transfieren del la especie que se oxida a la que se reduce). A la especie que se reduce, (la que gana electrones), se le denomina el agente oxidante, esto se debe que los electrones que esta especie gana, lo hace a expensas de otra especie, es decir le “arrebata” los electrones a otra especie química, esto es: la oxida. De forma análoga, a la especie que se oxida (la que pierde electrones), se le denomina como el agente reductor pues al perder electrones lo hace a expensas de otra especie química a la cual cede sus electrones, causando entonces la reducción de esta otra. Por ejemplo: El yodo cambia de estado de oxidación de +5 a 0, (gana 5 electrones), por lo que se dice que el yodo se reduce. El Carbono por otro lado pierde 2 electrones y con esto cambia de estado de oxidación de +2 a +4 por lo que se dice que el carbono se oxida. Nota que el yodo al reducirse oxida al CO, por lo que el I2O5 es el agente oxidante. De igual forma el CO es el agente reductor, pues al oxidarse reduce al I2O5. 

Las reglas para introducir las ecuaciones

1.A valid equation must have the same elements on both sides of the equation
2.Los espacios entre los símbolos y las fórmulas se ignoran, por ejemplo: ag no3 es idéntico agno3
3.Se permite el uso de todos tipos de paréntesis, como por ejemplo: Na2Zn3[Fe(CN)6]2*9H2O
4.Cuando se escriben iones, añadan simplemente la carga al final de la fórmula, como por ejemplo: Al3+, NH4+, SO42- o Hg2^2+
5.Como flecha en la ecuación pueden utilizar la señal "=" o "-->" o "→".
6.La entera ecuación se puede escribir con minúsculas. Los elementos, escritos correctamente (la primera letra escrita con mayúscula) el convertidor dejará sin cambios, de mismo modo como lo han escrito ustedes.

    Formula empírica.

Una fórmula es una pequeña lista de los elementos químicos que forman una sustancia, con alguna indicación del número de moles de cada elemento presente y, a veces, la relación que tiene con otros elementos de la misma sustancia.

Así, la fórmula del agua es ${\displaystyle H_{2}O}$ (los subíndices 1 se omiten, quedan sobreentendidos) y la del benceno es ${\displaystyle C_{6}H_{6}}$.

La fórmula empírica es la fórmula más simple para un compuesto. Comúnmente, las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí su nombre, fórmula empírica.

Por ejemplo, si observamos que dos moles de hidrógeno reaccionan completamente con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua (sin generar otro producto), diríamos que la fórmula molecular del agua es ${\displaystyle H_{2}O}$. Del mismo modo, si observamos que al quemar benceno, siempre obtenemos números iguales de moles de ${\displaystyle C}$ (contenido en el ${\displaystyle CO_{2}}$formado) y de ${\displaystyle H}$ (monoatómico, existente en el agua producida) podemos decir que la fórmula empírica del benceno es ${\displaystyle (CH)}$. Midiendo cuidadosamente el oxígeno consumido, veríamos que todo el oxígeno del ${\displaystyle CO_{2}}$ y del ${\displaystyle H_{2}O}$ proviene del aire, por lo que la fórmula empírica del benceno es ${\displaystyle (CH)}$.

Calcular la fórmula empírica de una sustancia

Cuando se quiere calcular una fórmula empírica, lo primordial es realizar un análisis cuantitativo de la sustancia, y después expresar el resultado en moles de átomos (lo que llamamos atomosgramo de cada elemento de la sustancia.

Por ejemplo, nos pueden pedir la fórmula empírica del gas propano, y nos dicen que esta sustancia contiene un 81'8% en peso de carbono y un 18'2% en peso de hidrógeno.Sabiendo que los pesos atómicos relativos son 12 dalton(uma) para el C, y 1 dalton(uma) para el H, y que esto representa 12 g por mol de átomos de C y 1 g por mol de átomos de H, tomaremos como base de calculo 100 g de propano.

Nº de átomosgramo de C = 81'8/12 = 6'817.

Nº de átomosgramo de H = 18'2/1 = 18'2.

Según esto, ya podríamos escribir: .

Pero esta expresión suele hacerse más sencilla, simplemente dividiendo los números obtenidos por el más pequeño, con lo que nos quedaría .

La fórmula empírica suele representarse .

Para hallar la verdadera fórmula molecular, hay que obtener más datos experimentales, con el fin de hallar el número n

La fórmula molecular es la fórmula que expresa las proporciones correctas y el número correcto de átomos que forman una molécula de una sustancia dada.

La fórmula empírica no necesariamente coincide con la fórmula molecular. Si no coinciden, la fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Así, en el caso del benceno, la fórmula molecular es igual a la fórmula empírica multiplicada por seis.

Para determinar la fórmula molecular hay que tener la fórmula empírica y el peso molecular.

   Fórmula molecular y estructural.

Fórmula empírica indica los átomos que participan en el compuesto así como su proporción.  Por ejemplo, la glucosa tiene de fórmula empírica CH2O, que nos indica la presencia de carbono, oxígeno e hidrógeno en su estructura en proporción 1:2:1.  Sin embargo, la fórmula real de la molécula de glucosa es C6H12O6.

Fórmula molecular, es la fórmula real de la molécula, nos indica los tipos de átomos y el número de cada tipo que participan en la formación de la molécula.  Por ejemplo, la fórmula molecular de la glucosa, C6H12O6, nos dice que cada molécula se compone de 6 átomo de C, 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de óxígeno.

Fórmula estructural, muestra la forma en que se unen los diferentes átomos para dar lugar a la molécula.  Por ejemplo, el ácido acético tiene de fórmula molecular, C2H4O2, que no indica como se unen los 8 átomos que componen la molécula.  La fórmula estructural nos muestra que uno de los carbonos se une mediante enlaces simples a tres hidrógenos y al segundo carbono.  Por su parte, el segundo carbono forma un enlace doble con el primer oxígeno y  un enlace simple con el segundo que a su vez une a un hidrógeno. 

   Masa Molecular.

Lo primero que es conveniente realizar antes de entrar de lleno en la definición del término científico que ahora nos ocupa es proceder a establecer el origen etimológico de las palabras que lo conforman para, de esta manera, entender mejor su significado.

En concreto, podemos exponer que está formado por dos palabras que proceden del latín. La primera de ellas, masa, deriva de massa que a su vez procede del griego mádza que era el vocablo que se utilizaba para hacer referencia a un rico pastel que se elaboraba fundamentalmente usando como ingrediente la harina.

Molecular, por su parte, es un término diminutivo que procede de la unión del vocablo latino moles que puede traducirse como “masa” y del sufijo –culum cuyo significado es “pequeño”. De ahí que cuando se habla de molécula se hace referencia a lo que es una masa pequeña.

Masa es una magnitud de carácter físico que refleja cuánta materia se encuentra contenida en un cuerpo. En el Sistema Internacional, su unidad recibe el nombre de kilogramo (kg.)

Molecular, por su parte, refiere a lo vinculado a las moléculas (la partícula más chica que dispone de la totalidad de las propiedades químicas y físicas de una sustancia).

De acuerdo al diccionario de la Real Academia Española(RAE), el concepto de masa molecular es sinónimo al de peso molecular, que es la sumatoria de los pesos atómicos que componen la fórmula molecular de un cierto compuesto. En la actualidad, de todas formas, se utiliza la noción de masa molecular y no la de peso molecular.

La masa molecular, en otras palabras, es la suma de las masas atómicas en una molécula. Para calcularla, es necesario saber las masas atómicas de cada uno de los elementos que forman parte del compuesto.

Cálculo de masa molecular de muestra

La masa molecular puede calcularse tomando la masa atómica de cada elemento presente y multiplicándola por el número de átomos de ese elemento en la fórmula molecular. Luego, se sumael número de átomos de cada elemento.

Por ejemplo, para encontrar la masa molecular de metano, CH4, el primer paso es buscar las masas atómicas de carbono C e hidrógeno H usando una tabla periódica:

• Masa atómica de carbono = 12.011
• Masa atómica de hidrógeno = 1.00794

Debido a que no hay subíndice después de la C, se sabe que solo hay un átomo de carbono presente en el metano. El subíndice 4 que sigue a la H significa que hay cuatro átomos de hidrógeno en el compuesto.

Entonces, sumando las masas atómicas, obtienes:

Masa molecular de metano = suma de masas atómicas de carbono + suma de masas atómicas de hidrógeno

Masa molecular de metano = 12.011 + (1.00794) (4) = 16.043

Este valor puede informarse como un número decimal o como 16.043 Da o 16.043 amu. Ten en cuenta la cantidad de dígitos significativos en el valor final. La respuesta correcta utiliza el menor número de dígitos significativos en las masas atómicas, que en este caso es el número en la masa atómica de carbono.

La masa molecular de C2H6 es aproximadamente 30 o [(2 x 12) + (6 x 1)]. Por lo tanto, la molécula es aproximadamente 2,5 veces más pesada que el átomo de 12C o aproximadamente la misma masa que el átomo de NO con una masa molecular de 30 o (14 + 16).

Problemas para calcular la masa molecular

Si bien es posible calcular la masa molecular para moléculas pequeñas, es problemático para polímeros y macromoléculas porque son muy grandes y pueden no tener una fórmula uniforme en todo su volumen. Para proteínas y polímeros, los métodos experimentales se pueden usar para obtener una masa molecular promedio. Las técnicas utilizadas para este fin incluyen cristalografía, dispersión de luz estática y mediciones de viscosidad.

A la hora de efectuar la citada suma es importante que sepamos que si las cifras decimales son superiores al 0,5 entonces el número másico lo que hará será aproximarse a la unidad entera que le siga. Esto lo podemos comprobar o ejemplificar con el número correspondiente del oxígeno que vemos que es 15,999, lo que supone que al final se establezca que dicho número es el 16.

Comenzando por uno de los lados de la fórmula, hay que multiplicar el subíndice de cada elemento por la masa atómica del mismo. Una vez completadas todas las multiplicaciones, se deben sumar los resultados y de esa manera se obtiene la masa molecular, expresada en unidades de masa atómica (uma).

La masa molecular coincide en número con la masa molar, aunque se trata de cosas diferentes. La masa molecular nos permite conocer la masa de una molécula, mientras que la masa molar refleja la masa de un mol de compuesto.
En el caso de la masa molar tenemos que determinar que existen diversas clases de ella. Así, nos encontramos con la masa molar de los compuestos, la de los elementos o la del promedio de mezclas.
Tomemos el ejemplo de la masa molecular del agua. La fórmula química es H20: dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. La masa atómica del hidrógeno es 1 uma, mientras que la masa atómica del oxígeno es 16 uma. La masa molecular del agua, por lo tanto, es (2 x 1 uma) + 16 uma = 18 uma.

                                                Constante de Avogadro.

La constante de Avogadro o "número de Avogadro" (símbolos: L, N_A) es el número de partículas constituyentes (usualmente átomos o moléculas) que se encuentran en la cantidad de sustancia de un mol. Por tanto, es el factor proporcional que relaciona la masa molar de una sustancia a la masa de una muestra. Su valor es igual a 6,022 140 857(62) ×10²³ mol⁻¹.²​³​⁴​⁵​⁶​

Definiciones anteriores de cantidad química involucraron el número de Avogadro, un término histórico íntimamente relacionado con la constante de Avogadro pero definida de otra forma: inicialmente definido por Jean Baptiste Perrin como el número de átomos en un mol de hidrógeno. Luego fue redefinido como el número de átomos en 12 gramos del isótopo carbono-12 y posteriormente generalizado para relacionar cantidades de sustancias a sus pesos moleculares.⁷​ Por ejemplo, de forma aproximada, 1 gramo de hidrógeno, que tiene un número másico de 1, contiene 6,022 × 10²³ átomos de hidrógeno, es decir, más de seiscientos mil trillones de átomos. De igual manera, 12 gramos de carbono-12 (número másico 12) contienen el mismo número de átomos, 6,02214 × 10²³. El número de Avogadro es una magnitud adimensional y tiene el valor numérico de la constante de Avogadro, que posee unidades de medida.

La constante de Avogadro es fundamental para entender la composición de las moléculas y sus interacciones y combinaciones. Por ejemplo, ya que un átomo de oxígeno se combinará con dos átomos de hidrógeno para crear una molécula de agua (H₂O), de igual forma un mol de oxígeno (6,022 × 10²³ átomos de O) se combinará con dos moles de hidrógeno (2 × 6,022 × 10²³ átomos de H) para crear un mol de H₂O.

Revisiones en el conjunto de las unidades básicas del SI hicieron necesario redefinir los conceptos de cantidad química, por lo que el número de Avogadro y su definición fueron reemplazados por la constante de Avogadro y su definición. Se ha propuesto que cambios en las unidades SI fijaran de manera precisa el valor de la constante a exactamente 6,02214×10²³ al expresarla en la unidad mol⁻¹ (véase Redefinición de las unidades del SI; la X al final de un número significa que uno o más dígitos finales poseen cierta incertidumbre).

    Masa Atomica.

La masa atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada.¹​ *La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones (pues la masa de los electrones en el átomo es prácticamente despreciable) en un solo átomo* (cuando el átomo no tiene movimiento). La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. *La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.* En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales.

El peso atómico estándar se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre, como está determinado por la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC.²​ Estos valores son los que están incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado para los cálculos ordinarios. Se incluye una incertidumbre en paréntesis que frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica, en vez de la incertidumbre en la medida.³​ Para los elementos sintéticos, el isótopo formado depende de los medios de síntesis, por lo que el concepto de abundancia isotópica natural no tiene sentido. En consecuencia, para elementos sintéticos, el conteo total de nucleones del isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida media más larga) está listado en paréntesis en el lugar del peso atómico estándar. El litio representa un caso único, donde la abundancia natural de los isótopos ha sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como los ríos.

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado con la masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica.⁴​ Esto es usado frecuentemente como sinónimo para peso atómico relativo, y este uso no es incorrecto, dado que los pesos atómicos estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masa atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente específicos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras significativas) que los pesos atómicos estándar.

La masa isotópica relativa es la masa relativa de un isótopo dado (más específica, cualquier núclido solo), escalado con el carbono-12 como exactamente 12. No hay otros núclidos distintos al carbono-12 que tengan exactamente un número entero de masas en esta escala. Esto es debido a dos factores:

la diferente masa de neutrones y protones que actúan para cambiar la masa total en los núclidos con relaciones protón/neutrón distintos al cociente 1:1 del carbono-12; y
no se encontrará un número exacto si existe una pérdida/ganancia de masa diferente a la energía de enlace nuclear relativa a la energía de enlace nuclear media del carbono-12, sin embargo, puesto que cualquier defecto de masa debido a la energía de enlace nuclear es una fracción pequeña (menos del 1 %) comparada con la masa de un nucleón (incluso menos comparado con la masa media por nucleón en el carbono-12, que está moderada a fuertemente unido), y dado que los protones y neutrones difieren en masa unos de otros por una fracción pequeña (aproximadamente 0,0014 uma), la práctica de redondear la masa atómica de cualquier núclido dado o isótopo al número entero más cercano, siempre da el número entero simple de la suma total de nucleones. El conteo de neutrones puede ser derivado por sustracción del número atómico.