módulo pedagógico 2 disoluciones de química · desde tiempos remotos, los filósofos han...
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Tercer curso BGU
Bloque curricular: El mundo de la Química
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Módulo pedagógico 2 de Química
Disoluciones
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Químicade
disoluciones
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El agua y las disoluciones acuosas
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¿Cómo ayudan las bebidas deportivas con maltodextrina a los deportistas?
Soluciones o disoluciones 2
Solubilidad 3
Valores
Los sistemas biológicos
La cámara hiperbárica
Cuidado del medioambiente
Electrolitos en la vida diaria
Los electrolitos desempeñan un papel crucial en todo organismo vivo. En un mundo sin ellos, la vida no sería posible. Toda forma de vida precisa de un complejo mantenimiento de electrolitos en niveles extracelulares e intracelulares. El cuerpo humano por sí solo alberga electrolitos de sodio (Na+), potasio (K+), calcio (Ca2+), bicarbonato (HCO3
2−), magnesio (Mg2+), cloruro (Cl−) e hidrógeno fosfato (HPO4
2−). Estos son responsables de varios procesos vitales, como la respiración, la hidratación del cuerpo, el pH de la sangre, la función de los músculos y los nervios y la regeneración de tejido corporal dañado.
El tejido muscular y las neuronas son denominados “tejidos eléctricos del cuerpo”. Los dos son activados por actividades electrolíticas entre el fluido extracelu-lar e intracelular. Una contracción muscular necesita la presencia de sodio (Na+), calcio (Ca2+) y potasio (K+) para llevarse a cabo correctamente. Una carencia de electrolitos, o simplemente niveles inadecuados, pue-den causar daño o debilidad en los músculos.
Al practicar cualquier actividad física, se suda y se pierden electrolitos, en su mayoría sodio y potasio. De ahí que el consumo de alcohol, que actúa como diurético, cause una excesiva pérdida de fluidos del cuerpo, lo que supone también una severa pérdida de electrolitos. Para mantener constantes las con-centraciones de electrolitos en los fluidos del cuerpo, hay que reemplazarlos diariamente.
Últimamente, el consumo de bebidas deportivas se ha puesto de moda como una manera de equilibrar el nivel de electrolitos en el cuerpo.
(Gavira, 2015).
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Henry Cavendish. (Niza, Francia, 1731 - Londres, 1810) Físico y químico británico. Fue el primero en distinguir la presencia en el aire de dióxido de car-bono y de hidrógeno. En 1784 publicó Experimentos sobre el aire, donde afirmaba que el aire consiste en una mezcla de oxígeno y nitrógeno en una relación 1:4. Impuso la evidencia de que el agua no era un elemento sino un compuesto; a través de sus expe-rimentos consiguió sintetizar ácido nítrico y agua.
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La apariencia compacta de los icebergs se debe a la fuerte cohesión de las moléculas
a través de los puentes de hidrógeno.
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El hielo es menos denso que el agua líquida, gracias a que las fuerzas de atracción
intermoleculares forman agregados tridimensinales, que ocupan más espacio.
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Estructura de la molécula de agua, resultado de la polaridad de los enlaces O-H.
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Naturaleza del agua
Desde tiempos remotos, los filósofos han considerado el agua como una fuente de cimiento de la vida. Sin embargo, se ha necesitado mucho tiem-po para lograr dilucidar la verdadera naturaleza del agua, su composición química y las propiedades que la caracterizan. En 1781, Henry Cavendish, en sus estudios sobre el hidrógeno, comprobó que cuando este gas arde en presencia de oxígeno o de aire, se forma agua. Sin embargo, Lavoisier fue el primero en demostrar que el agua no es un elemento, como se creía hasta entonces, sino un compuesto que se forma a través de dos gases.
Estructura y composición del agua
La molécula de agua es triatómica, es decir, está compuesta por tres áto-mos (dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, unidos mediante enlaces covalentes polares). Estudios hechos sobre la estructura cristalina del hielo han demostrado que estos átomos no están unidos en línea recta. Por el contrario, los átomos de la molécula de agua generan un ángulo de 104.5°. Esta forma geométrica da lugar a la formación de dos zonas de carga, una positiva y otra negativa, como los polos de un imán. Por esta razón se dice que las moléculas de agua se atraen entre sí. Esta atracción mutua permite que las moléculas se asocien en grupos.
La carga parcial positiva del átomo de hidrógeno de una molécula de agua genera una fuerza de atracción sobre las cargas parciales negativas de los átomos de oxígeno de otra molécula. Así, un hidrógeno sirve como nexo entre los átomos de oxígeno de dos moléculas de agua, compartiendo electrones con ellas. A esta interacción característica del agua se le conoce como puente de hidrógeno.
Propiedades físicas del agua
Punto de ebullición y punto de fusión. A nivel del mar, la temperatura de ebullición del agua es de 100 °C y la de fusión es de 0 °C. Estas tempera-turas son altas si se comparan con las de otros compuestos formados por hidrógeno y por un elemento no metálico del mismo grupo del oxígeno.
Densidad. La densidad del agua es de 1 000 g/cm3 cuando se encuentra a 4 °C y a una presión de 1 atm. Esto quiere decir que a 1 cm3 de agua le corres-ponde una masa de 1 g, en estas condiciones de temperatura y presión. A 20 °C, su densidad es de 0,998 g/cm3.
Cuando el agua cambia del estado líquido al sólido, en lugar de contraer su volumen, como ocurre con el resto de los líquidos, se expande, es decir, sus moléculas se reorganizan en el espacio formando una estructura molecular abierta. Esto determina que el hielo sea menos denso que el agua líquida y, por lo tanto, flote en ella.
Apariencia. El agua pura es incolora, inodora e insípida. Cualquier cambio en estas propiedades se debe a sustancias extrañas que están disueltas en ella. El agua, para ser potable, debe estar bien aireada, contener oxígeno en disolución, disolver el jabón y no poseer materia orgánica en descomposi-ción ni sustancias nitrogenadas.
El agua y las disoluciones acuosas
¿Qué conocemos acerca de las soluciones?
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Las gotas de agua son esféricas debidoa su elevada tensión superficial. Esto hace que lapelícula de moléculas superficiales se cierre sobre
sí misma, ocupando el menor volumen posible.
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El agua en las soluciones
Debido a su estructura y composición, el agua es mejor disolvente que la mayoría de los líquidos comunes. Es decir, tiene la capacidad de disolver la mayoría de los componentes iónicos y moleculares, sin necesidad de reaccionar con ellos. Por esta razón, es conocida como disolvente universal. Esta condición ha permitido el desarrollo de la vida en nuestro planeta. Los procesos de fermentación, fotosíntesis y respiración celular, que se desarrollan a lo largo de la evolución, desde las pro-fundidades del océano hasta llegar al ambiente terres-tre y al aéreo, no habrían sido posibles sin un medio de reacción como el agua.
Propiedades químicas del agua
Las propiedades químicas del agua se pueden analizar a través del estudio de las reacciones en las que esta sus-tancia participa, ya sea como reactivo o como producto.
Descomposición térmica. Si bien el agua es un com-puesto bastante estable frente a la acción del calor, cuando se somete a temperaturas elevadas (más de 2 000 °C), puede separarse en sus componentes.
Electrólisis. La aplicación de una corriente eléctrica di-recta a través del agua genera su descomposición y la liberación de hidrógeno y oxígeno gaseosos, según se ilustra en la siguiente reacción:
¿Qué función cumple el agua en los radiadores de algunos motores?
¿En qué consiste el aditivo que se agrega usualmente a dicha agua?
2H2O(1)corriente eléctrica⎯ →⎯⎯⎯⎯ 2H2(g ) +O2(g )
K2O + H2O→ 2KOHÁcido de potasio
Tensión superficial. La superficie del agua actúa como una capa de piel. Este fenómeno, conocido como tensión superficial, se debe a la atracción mutua que se presenta entre las moléculas de agua. Mientras las moléculas del in-terior del agua experimentan una fuerza de atracción con otras moléculas adyacentes, en todas las direcciones, las moléculas de la superficie de agua experimentan una fuerza de atracción con otras moléculas de la superficie y con las que están ubicadas inmediatamente debajo de ellas. Esto crea ma-yor tensión sobre la superficie del agua. La tensión superficial de un líqui-do hace que una gota de ese líquido tenga forma esférica. A mayor tensión superficial, más esférica es la forma de ese líquido en particular.
Con excepción del mercurio (Hg), la tensión superficial del agua es la más elevada de los líquidos comunes.
Reacción con óxidos. El agua reacciona con óxidos de algunos metales, produciendo el hidróxido correspon-diente. Por ejemplo:
Reacción con metales. El agua reacciona directamente con algunos metales de los grupos IA y IIA, formando hidróxidos:
2Na + 2H2O→ 2NaOH + H2 ↑
2Ca + 2H2O→ 2Ca(OH )2
En otros casos, se forma un óxido con desprendimiento de hidrógeno:
Esta reacción se usa en la industria para producir hidrógeno.
Reacción con no metales. El agua puede reaccionar con algunos no metales cuando se somete a temperaturas elevadas (entre 500 °C y 1 000 °C). Con el carbono, por ejemplo, produce monóxido o dióxido de carbono, de-pendiendo de las reacciones:
Mg + H2O→ MgO + H2
C + H2O ® CO + H2(a unos 1000ºC)
SO2 + H2O→ H2SO3Ácido sulfuroso
Así mismo, reacciona con óxidos de elementos no me-tales, produciendo el ácido respectivo. Por ejemplo:
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Con un densímetro o densitómetro se puede conocer directamente la densidad del agua y de otros líquidos.
Esto no lo sabía
Esquema de una planta de tratamiento de aguas residuales.
Las actividades que se desarrollan en los asentamientos humanos generan contaminación hídrica.
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Contaminación del agua
El agua puede contaminarse con compuestos minera-les y orgánicos, así como con microorganismos y varia-ciones bruscas de temperatura.
Contaminantes minerales
Dentro de este grupo encontramos sustancias tóxicas, como nitratos, nitritos y metales pesados. Así como hierro, magnesio, zinc y cobre, que afectan las propie-dades organolépticas del agua. Otros elementos, como fósforo, potasio y calcio, cuando se encuentran en ex-ceso, generan un exagerado desarrollo de la vegetación, fenómeno conocido como eutrofización (del griego eu, 'bien' o 'en exceso' y trofos, 'alimento'; es decir, 'exceso de alimento'). El resultado es el predominio de unas pocas especies capaces de aprovechar la sobreoferta de recursos, con lo cual hay una pérdida de la diversidad biológica y de la calidad del agua.
Contaminantes orgánicos
Entre estas sustancias figuran los fenoles, que cambian el sabor del agua; los hidrocarburos, que modifican su olor y sabor y afectan la salud humana; los detergen-tes, responsables de la espuma y de la concentración de impurezas y los residuos sanitarios, que generan malos olores, así como infecciones en la población.
Contaminación térmica
Se produce cuando el agua caliente, proveniente de in-dustrias, es vertida al agua fría de ríos y mares. El agua caliente contiene menos oxígeno disuelto que el agua más fría, lo cual provoca alteraciones graves en la es-tructura de las comunidades acuáticas.
Tratamiento de las aguas contaminadas
Con el fin de controlar y reducir el impacto ambiental de las descargas de aguas contaminadas, se han cons-truido centrales especializadas, llamadas plantas de tratamiento de aguas.
Contaminación biológica
La presencia de microorganismos patógenos, como bac-terias y protozoos, en el agua destinada a consumo hu-mano, constituye un grave problema de salud pública, ya que estos organismos producen enfermedades como el cólera, la disentería y otros trastornos digestivos.
Tratamiento Preliminar
Tratamiento Secundario
Tratamiento Terciario
Bomba de aire
Separación de la arena
Abonos
Fertilizantes
Tratamiento Primario
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Valor: Cuidado del medioambiente
En el siguiente enlace se expone la contaminación de las aguas en Quito: http://bit.ly/2KwstfH
La cloración es un método efectivo para desinfec-tar el agua y potabilizarla. Sin embargo, el cloro, al reaccionar con residuos de contaminantes orgá-nicos, puede impulsar la formación de sustancias imprevistas, como compuestos altamente cance-rígenos. Es el caso del diclorometano CH2Cl2 y el dicloroetileno C2H2Cl2.
Esto no lo sabía
• Menciono tres alternativas viables para evitar la contaminación del agua.
• Propongo un mecanismo que permita ahorrar agua en mi hogar.
Planta de tratamiento de agua.
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Tratamiento primario
Consiste en la remoción de la materia orgánica desde las aguas servidas o las aguas industriales a través de un proceso de sedimentación, donde las materias contaminantes se precipitan al fondo del agua. En este paso, el agua queda libre de un 35% de los contaminantes.
Con frecuencia, en el tratamiento primario se utili-zan dos reactivos que aceleran la sedimentación: el hidróxido de calcio Ca(OH)2, y el sulfato de aluminio Al2(SO4)3. La reacción entre ambos compuestos forma una masa gelatinosa que, al sedimentar, va arrastran-do materia orgánica en suspensión y algunas bacterias, depositándolas en el fondo del tanque de sedimenta-ción, de acuerdo con la siguiente reacción:
Tratamiento secundario
Las aguas que provienen del primer tratamiento atra-viesan lentamente el tanque de aireación, que propor-ciona aire u oxígeno puro. Es aquí donde comienza el tratamiento secundario, que se encarga de la remoción de gran parte de la materia orgánica disuelta, utilizan-do una mezcla de microorganismos aeróbicos que la descomponen en CO2 y H2O.
Una vez que los microrganismos y los residuos de la materia orgánica parcialmente descompuesta se ubican fuera del tanque de sedimentación, regresan nueva-mente al tanque de aireación, donde son reutilizados.
Tratamiento terciario o químico
Consiste en un proceso químico que remueve del agua los contaminantes tóxicos, tanto orgánicos como inor-gánicos, dejando el agua en un 98% de pureza.
Una forma de eliminar del agua los contaminantes como los fosfatos (PO3-) consiste en adicionar sales de aluminio, las cuales producen la precipitación del fos-fato de aluminio:
El tratamiento terciario es aplicado solamente en algu-nos países, debido a su alto costo.
En las plantas de muchos países, las aguas se desinfec-tan mediante la adición de cloro después de los trata-mientos primario y secundario. El proceso de cloración consiste en adicionar gas cloro (Cl2) al agua para pro-ducir ácido hipocloroso, que actúa como desinfectan-te, destruyendo gran cantidad de virus y bacterias que aún permanecen.
3Ca(OH )2 + Al2(SO4 )3→ 2Al(OH )3 + 3CaSO4
PO43− + Al3+ → AlPO4
Las primeras plantas de tratamiento solo se encarga-ban de extraer los residuos fecales de las aguas. Sin em-bargo, la aparición de nuevos contaminantes impulsó a la aplicación de tecnologías más avanzadas. En la ac-tualidad, muchos países someten las aguas contamina-das a tres tipos de tratamiento.
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¿Por qué las dosis de los medicamentos dependen del volumen de la solución de la que forman parte?
Soluciones o disoluciones
Soluciones químicas según el estado de agregación Mezcla homogénea
Solución sólida Solución líquida Solución gaseosa
Soluciones químicas según
el estado de agregación
Al calentar una mezcla de hierro con azufre, se forma el sulfuro de hierro (II). ¿Por qué el producto formado no es una solución?
Solvente
• Se encarga de disolver el soluto.• Posee gran cantidad de soluto.
Soluto
• Sustancia disuelta en una solución. • Disolvente en pequeñas cantidades.
Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes perfectamente homogénea, ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indis-tinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida.
que a las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.
Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.
Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones, en las que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemen-te entre las moléculas del solvente.
En el proceso de disolución están implícitos fenóme-nos contrarios:
• Interacciones entre los elementos de cada uno de los componentes del sistema, dígase soluto-soluto y solvente-solvente.
• Interacción entre los distintos componentes de la mezcla: soluto-solvente.
Por ejemplo, las sales, los ácidos y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua. Esto posibilita la inte-racción entre las cargas de los iones y los dipolos de las moléculas del solvente.
Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
Si se analiza una muestra de alguna solución, puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composi-ción es constante.
Entonces, se llama solución o disolución a las mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es decir,
Ion cloruro (Cl2)
Ion sodio (Na+)
Red cristalina de salAgua + Sal
Molécula de agua
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¿Percibimos las burbujas en la boca cuando tomamos una bebida gaseosa?
¿Qué daño le puede causar a un paciente que un medicamento que le será aplicado se disuelva o diluya en una cantidad errónea de solvente?
Características de las soluciones (o disoluciones).
• Sus componentes no pueden separarse por méto-dos físicos simples, como decantación, filtración, centrifugación, etc.
• Sus componentes solo pueden separase por desti-lación, cristalización o cromatografía.
• Los componentes de una solución son soluto y solvente.
• Soluto. Componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. Puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseo-sas, donde el dióxido de carbono se utiliza como gasificante. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquido (agua).
• Solvente. Componente que se encuentra en ma-yor cantidad y es el medio que disuelve al soluto. El solvente es aquella fase en la que se encuentra la solución. Un solvente puede ser gaseoso, líqui-do o sólido. El más común es el agua.
• En una disolución, tanto el soluto como el solven-te interactúan a nivel de sus componentes más pe-queños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.
Clasificación de las soluciones
El bronce es una solución solida formada por cobre y estaño.
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Si bien el aire que respiramos presenta partículas en suspensión, está formado principalmente por una solución de gases como
nitrógeno, oxígeno y dióxido de carbono, entre otros.
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Para diferenciar las soluciones, es necesario establecer criterios de clasificación. Se pueden agrupar de acuer-do con el estado físico de sus componentes y la conduc-tividad eléctrica que presentan.
Estado físico de los componentes
Como se explicó anteriormente, las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias y, por lo tanto, se pueden mezclar agregando distintas cantidades. Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución, se utiliza una magnitud denomi-nada concentración.
Tipos de soluciones según el estado físico de sus componentes
Estado del soluto
Estado del solvente Ejemplo
Líquido Líquido Vinagre
Líquido Sólido Amalgama
Líquido Gas Aire húmedo
Sólido Líquido Mar
Sólido Sólido Bronce
Sólido Gas Esmog
Gas Líquido Bebidas gaseosas
Gas Sólido Aire
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Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas y sobresaturadas.
• Diluidas. La cantidad de soluto respecto del sol-vente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 g de sal de mesa en 100 g de agua.
• Concentradas. La proporción de soluto respecto del solvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 g de sal de mesa en 100 g de agua.
• Saturadas. Cuando la disolución no admite más cantidad de soluto disuelto. Por ejemplo, si aña-dimos 36 g de sal de mesa en 100 g de agua a 20º C. Si se intenta disolver 38 g de sal en 100 g de agua, solo se disolverían 36 g, y los 2 g restantes permanecerían en el fondo del vaso sin disolverse.
• Sobresaturadas. Si la disolución contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una tempe-ratura determinada. La sobresaturación se pro-duce por enfriamientos rápidos o por descompre-siones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.
Para que un soluto se disuelva en un solvente determi-nado tienen que favorecerse las interacciones de tipo soluto-solvente, de modo que estas sean más impor-tantes que las soluto-soluto y solvente-solvente.
De este modo, cuando se tiene un solvente como el agua (que es considerado un solvente universal), las sustancias que normalmente se disuelven en este son las iónicas y las moleculares polares.
¿Por qué estas sustancias se disuelven en el agua?
¿Cómo sabemos si un soluto determinado se disolverá en un solvente?
Las sustancias iónicas se confor-man por una red cristalina en la que se presentan los iones que las componen. Como el agua se caracteriza por la presencia de un dipolo, entonces la interacción entre el soluto y el solvente sería del tipo ion-dipolo. Este proceso de solvatación es lo que se asocia a la solubilización de estas sus-tancias químicas.
El acetato de sodio forma fácilmente disoluciones sobresaturadas en agua. (a) Cuando se agrega un cristal semilla de NaC2H3O2, el NaC2H3O2 en exceso
se cristaliza de la disolución, como se aprecia en (b) y (c).
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Los compuestos moleculares y polares se caracterizan por la pre-sencia de un dipolo permanente que interactúa con el dipolo del agua. En los casos correspondien-tes en los que estén involucrados átomos altamente electronega-tivos, también se pueden formar puentes de hidrógeno.
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ion. Átomo o agrupación de átomos que tienen carga neta positiva o negativa (RAE, 2018).
Glosario
El agua es una molécula eléctricamente neutra; sin embargo, tiene un polo positivo (átomos de hidrógeno) y un polo negativo (átomo de oxíge-no), por ello es un disolvente polar.
Para saber más
Conductividad eléctrica
Es comúnmente conocido que los metales conducen la corriente eléctrica; sin embargo, esta característica también la poseen algunas soluciones acuosas. Este fe-nómeno se observa en las siguientes figuras.
En la primera imagen, el agua pura (destilada) no conduce la corriente eléctrica; sin embargo, en el se-gundo gráfico, se observa cómo se enciende el foco, de-bido a que se trata de una solución en la que se disolvió sal en agua.
Durante el siglo XIX, el científico británico Michael Faraday (1791-1867) descubrió que existían solucio-nes con solutos que conducían la electricidad y otras que no lo hacían.
En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) dio una explicación más detallada sobre el fenómeno de la conductividad eléctrica mostrando lo que hoy conoce-mos como teoría de la disociación electrolítica.
Así se llegó a determinar que hay sustancias (solutos) que al disolverlas en agua forman una solución que conduce la electricidad. A estas soluciones se les lla-ma soluciones electrolíticas, y a los solutos, electroli-tos. Por otro lado, hay sustancias que al disolverlas en agua no conducen la electricidad. A estas soluciones se les llama soluciones no electrolíticas, y a los solutos, no electrolitos.
En el ejemplo del foco que se enciende, el soluto clo-ruro de sodio (NaCl), que es un compuesto iónico, al disolverse en agua, se disocia en sus iones sodio (Na+) y cloruro (Cl-), lo que permite el flujo de corriente eléc-trica. Como la solución que tiene cloruro de sodio con-duce la corriente eléctrica, se dice que el cloruro de so-dio es un electrolito. La ecuación iónica es la siguiente:
Biología
Los sistemas biológicosLos sistemas biológicos están conformados por agua en una gran proporción. Las sustancias que forman parte de nuestro organismo, en su gran mayoría, son hidrosolubles. En los casos en los que algunas sustancias químicas se insolubilizan, ocu-rre un proceso de precipitación que puede derivar en determinadas enfermedades, como los cálculos renales o los accidentes cardiovasculares.
NaCl(S ) → Na+(ac) +Cl−(ac)
Del mismo modo sucede con otras sales que aportan iones de sodio, cloro, potasio y magnesio al agua, lo que permite que esta conduzca fácilmente la electri-cidad. En el caso de una solución no electrolítica, el soluto permanece como molécula y no se separa en sus iones; por ejemplo, el metanol y la sacarosa (azú-car de mesa).
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Dependencia de la solubilidad en agua de algunos compuestos iónicos respecto de la temperatura.
Tipos de electrolitos
Los electrolitos se pueden clasificar como fuertes o débiles.
• Electrolito fuerte. Es aquel que, en solución, se di-socia completamente, es decir, se encuentra casi totalmente en forma de iones.
• Electrolito débil. Es aquel que, en solución, man-tiene la mayor parte de sus moléculas intactas; se dice entonces que la disociación es parcial.
Si se comparan las principales características de las soluciones electrolíticas y no electrolíticas, se pueden identificar las siguientes características.
• Soluciones electrolíticas. Son soluciones de com-puestos iónicos; en estas soluciones los solutos se disocian completamente en sus iones y las solu-ciones son conductoras de la electricidad.
• Soluciones no electrolíticas. Son soluciones de com-puestos covalentes; en estas los solutos no se diso-cian, solo se dispersan y no conducen la electricidad.
Las sustancias que conforman una solución no se pueden observar a simple vista, y tampoco usan-do un microscopio. Por ejemplo, el azúcar en el té.
Sabías que...
Clasificación de solutos en solución acuosa
Electrolito fuerte Electrolito débil No electrolito
Ácido clorhídrico (HCl)
Ácido acético (CH3COOH)
Sacarosa (C12H22O11)
Ácido nítrico (HNO3)
Ácido fluorhídrico (HF)
Metanol (CH3OH)
Hidróxido de sodio (NaOH)
Ácido nitroso (HNO2)
Etanol (C2H5OH)
solubilidad. Capacidad de una sustancia o un cuerpo para disolverse al mezclarse con un líquido (Oxford Univrsity Press, 2019).
Glosario
Las sustancias solubles son aquellas que, al entrar en contacto con otro líquido, se disuelven y forman una solución. La sustancia que se disuelve es el soluto y la sustancia en la que se disuelve es el solvente. La solu-ción es la mezcla entre soluto y solvente.
Soluto y solvente pueden presentarse en estado líquido, sólido y gaseoso. Estos materiales o sustancias inter-cambian electrones al entrar en contacto en las pro-porciones adecuadas. Esto da lugar a la formación de nuevos compuestos.
El solvente universal es el agua; sin embargo, no todos los materiales o sustancias son solubles en este elemento.
S(soluto) = m(soluto)m(disolvente)
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Solubilidad
Temperatura (ºC)
Temperatura (ºC)
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La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede ser disuelto en un solvente en equilibrio, con-formando así una solución saturada.
Curva de Solubilidad
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Soluciones saturada, concentrada y diluida de dicromato de potasio.
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Las soluciones sobresaturadas son muy inestables y solo se logran bajo determinadas condiciones experimentales. Cuando este sistema se afecta, se precipita el exceso de soluto que la conformaba. En estos casos, se forma una solución saturada, que se encuentra en equilibrio con el soluto que no está disuelto en estas condiciones.
Sabías que...
Clases de soluciones
Las soluciones pueden encontrarse en diferentes estados.
• Sólidas, como el bronce y todas las aleaciones.• Líquidas, como el agua azucarada.• Gaseosas, como el aire.
Según la cantidad de soluto que contienen, se clasifican de la siguiente forma.
• Diluidas o insaturadas. Si la cantidad del soluto es muy pequeña en relación con la cantidad del solvente.
• Saturadas o concentradas. Si la cantidad de soluto es la máxima que puede disolver el solvente.
• Sobresaturadas. Si la cantidad del soluto es ma-yor de la que puede disolver el solvente a una temperatura dada.
Este tipo de disoluciones se consigue cuando se logra disolver el soluto por encima de su punto de satura-ción. Son altamente inestables.
La regla general de solubilidad implica que lo seme-jante disuelve lo semejante, en donde lo semejante se refiere a un contexto estructural. Por ejemplo, las sus-tancias iónicas o moleculares-polares se disuelven en agua. Por el contrario, las sustancias apolares, como el aceite y el petróleo, son poco solubles en este solvente.
Solvatación
Cuando se forma una solución, las moléculas del sol-vente envuelven a las del soluto o solutos e impiden que vuelvan a unirse. Este proceso se llama solvata-ción. Cuando el solvente es agua, se llama hidratación.
Por ejemplo, si se disuelve cloruro de sodio en agua, aparecen dos especies cargadas llamadas iones: el ca-tión Na+ y el anión Cl-. El catión es rodeado por unas cinco moléculas de agua, mientras que el anión sola-mente es rodeado por una. Por esto se afirma que el número de hidratación del Na+ es 5 mientras que el del Cl- es 1.
Los procesos de solubilización también se asocian a elementos termodinámicos en el contexto de su ocurrencia y se clasifican de la siguiente forma.
• Endotérmicos. Cuando ocurren con absorción de energía en forma de calor.
• Exotérmicos. Cuando se genera liberación de ener-gía, producto del proceso de solubilización.
¿Una solución preparada por adición de 25 g de CuSO4 a 10 g de H2O estará saturada o no saturada a 20 °C?
Cito por lo menos cinco ejemplos de soluciones de uso doméstico. Indico cuál es el soluto y cuál es el solvente de cada una de ellas.
Exotérmico
Endotérmico
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Factores que afectan la solubilidad
La solubilidad de una sustancia en un solvente depen-de de varios factores.
Superficie de contacto: Al aumentar la superficie de contacto del soluto con el solvente, la cual se favore-ce por pulverización del mismo, las interacciones so-luto-solvente aumentan y la combinación se disuelve con mayor rapidez.
Grado de agitación. Al disolverse el sólido, las partícu-las del mismo deben difundirse por toda la masa del solvente. Este proceso es lento. Alrededor del cristal se forma una capa de disolución muy concentrada que dificulta la continuación del proceso. Al agitar la solu-ción, se logra la separación de la capa y nuevas molécu-las de solvente alcanzan la superficie del sólido.
Temperatura. La temperatura afecta la rapidez y el gra-do de solubilidad. Al aumentar la temperatura se favo-rece el movimiento de las moléculas en solución y, con ello, se aumenta la velocidad de difusión. Además, una temperatura elevada hace que la energía de las partícu-las del sólido, las moléculas o los iones, sea alta y puedan abandonar con facilidad la superficie, disolviéndose.
Presión. Los cambios de presión ordinarios no tie-nen mayor efecto en la solubilidad de los líquidos y los sólidos. Sin embargo, la solubilidad de gases es directamente proporcional a la presión. Cuando se abre una botella de una bebida carbonatada, el líqui-do burbujeante puede derramarse del recipiente, ya que las bebidas carbonatadas se embotellan bajo una presión ligeramente mayor de una atmósfera, lo que hace aumentar la solubilidad del CO2 gaseoso. Una vez que se abre el recipiente, la presión desciende de inmediato hasta igualar la presión atmosférica, dis-minuyendo la solubilidad del gas. Al escapar burbujas de gas de la solución, parte del líquido puede derra-marse del recipiente.
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La cámara hiperbárica
Naturaleza del soluto y del solvente. Los procesos de disolución son complejos y difíciles de explicar. El fe-nómeno esencial de todo proceso de disolución es que la mezcla de sustancias diferentes da lugar a varias fuerzas de atracción y repulsión, cuyo resultado es la solución. La solubilidad de un soluto en particular de-pende de la atracción relativa entre las partículas en las sustancias puras y las partículas en solución.
La cámara hiperbárica es un equipo que usa oxígeno a una presión superior a la atmosférica. Una de sus principales aplicaciones en Medicina se da en la recuperación de heridas y lesiones. Al tener una mayor presión de oxígeno, se me-jora la oxigenación de los tejidos y se acelera la recuperación de la zona dañada.
Efecto de la temperatura en la solubilidad
En esta actividad abordaremos la habilidad del pensamiento científico a la hora de formular explicaciones, en este caso a partir del efecto de la temperatura en la solubilidad.
Materiales y reactivos
• 2 tazas • Agua caliente • Agua fría • Azúcar
Procedimiento
1. Tomamos una taza y agregamos 23 ml de agua fría.2. En otra taza ponemos la misma cantidad de agua caliente
(no es necesario que esté hirviendo).3. Agregamos a cada taza una cucharada de azúcar.
Revolvemos cada taza y registramos las observaciones.
Análisis y conclusiones
a. Explicamos qué ocurrió con el azúcar en cada taza.b. ¿Por qué se disuelve más rápido el azúcar en agua caliente?
Argumentamos.c. Predecimos si ocurriría lo mismo al cambiar el azúcar por sal.
Experiencia
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Actividades evaluativas
Nivel de logro 2 - Resolución de problemas
Actividad individual
La temperatura es uno de los factores que afectan la solubilidad de un compuesto. En la siguiente gráfica se evidencia la relación entre la solubilidad de varias sales en el agua, en función de los cambios de temperatura.
Respondo:
a. ¿Qué sustancia presenta mayor solubilidad a 30 °C?
b. ¿Por qué estas sales presentan diferente grado de solubilidad?
c. ¿Cuál de las sustancias mencionadas requiere menor temperatura para alcanzar la solubilidad de 45 g por cada 100 g de solución acuosa?
d. Si no existiera variación de temperatura en el sistema, ¿cuál de las sustancias presentaría menor y mayor solubilidad en el agua?
Nivel de logro 1 - Comprensión
Actividad individual
Realizo una tabla en la que se muestren diez tipos de soluciones que encuentre en mi casa o colegio. Justifico mi elección y las clasifico como disoluciones, coloides o suspensiones.
Explico las diferencias entre:
a. Solución insaturada, solución saturada y solución sobresaturadab. Miscible e inmisciblec. Soluto y solvente
Explico con ejemplos qué entiendo por solubilidad, velocidad de solución, solución y sustancia pura.
La solubilidad de un compuesto puede ser afectada por diversos factores externos. Expreso con ejemplos la influencia de estos factores y cómo afectan a la cantidad de soluto y solvente.
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Módulo pedagógico Disoluciones
Marco con el aprendizaje alcanzado
ReflexionesSí, lo hago muy
bienSí, pero puedo
mejorarLo hago
con dificultadNecesito ayuda
para hacerlo
¿Comprendo el concepto de soluciones y su clasificación?
¿Puedo resolver problemas relacionados al tipo de soluciones, su clasificación y los factores que influyen en ellas?
¿Utilizo de forma adecuada los conocimientos sobre disoluciones para poder aplicarlos en la práctica y durante el desarrollo de actividades en mi entorno?
Autoevaluación
Realizo mi autoevaluación a partir de lo estudiado en el módulo.
Nivel de logro 3 - Innovación
Actividad colectiva
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Para preparar un dulce casero se requiere una solución de azúcar en agua.
Respondemos las preguntas.
a. ¿Qué factores influyen en este proceso?
b. ¿Cuál de las sustancias se comporta como soluto y cuál como solvente?
c. La solubilidad de un compuesto depende de su polaridad. Se afirma que los compuestos polares se disuelven en otros de su misma naturaleza. Por ejemplo, la sal de cocina (NaCl) se solubiliza en agua (H2O), porque ambos compuestos son polares. Explicamos qué sucede con la disolución de agua y azúcar si esta última es un compuesto poco polar.
d. La cantidad de una sustacia que se puede disolver en determinados mililitros de agua siempre es limitada. Imagino que tengo un vaso con 250 ml de agua. Si adicionamos una cucharada de azúcar, ¿qué le sucederá a la mezcla? ¿Cómo determinamos la cantidad exacta de azúcar que puede solubilizarse en 250 ml de agua?
Si un buzo se expone súbitamente a la presión atmosférica donde la solubilidad de los gases es menor que dentro del mar, se formarán burbujas en su torrente sanguíneo y en los demás líquidos de su organismo. Estas burbujas alteran los impulsos nerviosos y provocan un fuerte dolor de cabeza, vértigo, vómito y dolor en la parte superior del abdomen. Argumentamos sobre cómo se podrían controlar estos efectos.
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Fuentes
• Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2008). Química General. Madrid, España: Pearson Educación.
• Brown, T., LeMay, E., Muphy, C., Bursten, B. (2009). Química: la Ciencia Central. México D.F., México: Pearson Educación.
• Burns, R. (2003). Fundamentos de la Química. (4ª edición). México D.F., México: Pearson Educación.
El antídoto correcto y su administración oportuna pueden salvar la vida de una persona que fue mordida por una serpiente venenosa. En Ecuador, un proyecto busca retomar la producción nacional del suero antio-fídico, que actualmente se importa de Costa Rica.
A escala global se calcula que se producen 2,5 millones de mordeduras de este tipo todos los años, las cuales ocasionan alrededor de 125 000 muertes.
Según el Ministerio de Salud Pública del Ecuador (MSP), los accidentes ofídicos, que son ocasionados por las mordeduras de serpientes, constituyen un importan-te problema de salud pública en el país. Estos eventos ocurren en el Ecuador, sobre todo en altitudes meno-res a los 2 500 metros sobre el nivel del mar (msnm), en zonas de clima tropical y subtropical.
En los últimos tres años se han reportado 5 052 acciden-tes ofídicos localmente. Estos se dividen en graves, mo-derados y leves. Esta última categoría es la que registra la mayor cantidad de casos (2 680). Los fallecimientos por esta causa suman 26, desde 2015 hasta el año pasado.
El envenenamiento por mordeduras de serpiente afecta a múltiples órganos y sistemas, dependiendo de la espe-cie de serpiente y de las clases de toxinas presentes en el veneno. Para combatirlo, se administra suero antiofídico.
Desde 2015 hasta 2017, en el país se han administrado 42 883 frascos, que representa un consumo promedio anual de 14 278 unidades. El suero que se utiliza en Ecua-dor actualmente es producido por el Instituto Clodomiro Picado, de la Universidad de Costa Rica. Su adquisición se realiza a través del Distribuidor Cedimed Cía. Ltda.
Hasta el año 2007, el ex Instituto Nacional de Higiene y Medicina Tropical Leopoldo Izquieta Pérez se encar-gaba de producir este suero. Una vez reestructurado,
la Empresa Pública de Fármacos del Ecuador, Enfarma, la cual tuvo la intención de retomar el proceso, entró en liquidación en julio de 2016.
En febrero de este año, Enfarma transfirió la infor-mación y documentación que había trabajado sobre la producción de suero a la Universidad Central del Ecua-dor (UCE). Luz María Martínez, docente de la Facultad de Ciencias Químicas de la UCE, explica que el objetivo de la producción local de suero es que tenga un enfo-que social y que sea específico. Es decir, que las dosis sean realizadas con el veneno de las especies endémi-cas de la región donde ocurrieron los accidentes, y así lograr total efectividad del tratamiento.
El MSP explica que se importa un suero antiofídico po-livalente en polvo liofilizado para solución inyectable, que está compuesto por inmunoglobulinas equinas que neutralizan el veneno de las especies Bothrops as-per, Crotalus durissus y Lachesis muta.
David Salazar, docente de la Universidad Tecnológica Indoamérica, quien trabaja en la investigación de ve-nenos de serpientes, coincide en que es necesaria una producción local. El suero que se importa es polivalen te, por lo que tiene un mayor espectro de cobertura, dice. El problema es que pueden existir toxinas en los vene-nos de las serpientes del país que no se encuentran en las de Costa Rica. El mayor inconveniente se relaciona con el grupo de las corales, para las cuales no se impor-ta un suero.
La UCE está en el proceso de revisión de la informa-ción entregada. Aún es necesario elaborar una planta para cubrir la demanda anual del suero.
El Comercio (2018). El país producirá su suero antiofídico. Recuperado de: http://bit.ly/31hyQJS
El país producirá su suero antiofídico
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