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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS DE LA NATURALEZA

FÍSICA Y QUIMICA 1º BACHILLERATO CIENCIAS Y TECNOLOGÍA

CURSO 2012/2013 Profesor: José Criado Ferrándiz

TEMA 3: DISOLUCIONES INDICE

0. INTRODUCCIÓN ......................................................................................................... 3

1. DISOLUCIONES .......................................................................................................... 3

1.1 LAS PARTES DE UNA DISOLUCIÓN .................................................................. 3

1.2 TIPOS DE DISOLUCIONES .................................................................................. 3

1.3 CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN ....................................................... 4

I. Porcentaje en masa ............................................................................................ 4

II. Porcentaje en volumen ....................................................................................... 4

III. Masa de soluto por volumen de disolución ........................................................ 5

IV. Molaridad ........................................................................................................... 5

V. Molalidad ............................................................................................................ 5

VI. Fracción molar .................................................................................................... 5

VII. El proceso de disolución ..................................................................................... 6

2. SOLUBILIDAD ............................................................................................................. 6

2.1 VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA TEMPERATURA ........................ 7

2.2 VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA PRESIÓN .................................... 7

2.3 SOBRESATURACIÓN ............................................................................................ 7

3. FACTORES QUE FAVORECEN LA DISOLUCIÓN DE LAS SUSTANCIAS .......... 8

4. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES ..................................... 8

5.1 PRESIÓN DE VAPOR DE LAS DISOLUCIONES ................................................ 8

5.2 PUNTO DE CONGELACIÓN DE LAS DISOLUCIONES .................................... 9

5.3 PUNTO DE EBULLICIÓN DE LAS DISOLUCIONES ......................................... 9

5.4 ÓSMOSIS ................................................................................................................. 9

I. Ecuación de la presión osmótica. ..................................................................... 10

II. Ósmosis inversa ............................................................................................... 10

5. Suspensiones y disoluciones coloidales ...................................................................... 10

5.1 SUSPENSIONES .................................................................................................. 10

5.2 DISOLUCIONES COLOIDALES ......................................................................... 11

I. Soles .................................................................................................................. 11

II. Propiedades características de las dispersiones coloidales ............................ 11

1º BACH C-T TEMA 3: DISOLUCIONES.

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IES CARMEN PANTION. PRIEGO DE CORDOBA

0. INTRODUCCIÓN Los fluidos corporales de todas las formas de vida son disoluciones. El agua es el

disolvente de la disolución, y las moléculas e iones transportados son los solutos de la misma. Por otra parte, las variaciones de concentración, en especial de sangre y orina, aportan a los médicos valiosos datos acerca de nuestra salud.

No solo existen disoluciones acuosas; el aire es una disolución gaseosa; los empastes dentales, amalgamas sólidas; las aleaciones, disoluciones sólidas. Los refrescos son disoluciones de gas en líquido, e incluso, regalamos disoluciones cuando obsequiamos a alguien con un anillo de oro de 18 quilates; nuestro presente es, en realidad, una aleación de oro y cobre.

El comportamiento y las propiedades de las disoluciones, que vienen regidos por principios físicos y químicos, constituyen el objeto de la presente unidad.

1. DISOLUCIONES El medio acuoso se encuentra presente en gran proporción en el interior de los seres

vivos y en el ambiente en el que vivimos. Esto convierte el estudio y el conocimiento de las disoluciones en una cuestión fundamental para comprender la mayor parte de los procesos biológicos, como, por ejemplo, la nutrición.

1.1 LAS PARTES DE UNA DISOLUCIÓN Una disolución es una mezcla homogénea formada por dos o más sustancias en

proporción variable. Las partículas disueltas son iones, moléculas aisladas o agrupaciones muy pequeñas

de estos componentes, por lo que no sedimentan aunque empleemos potentes centrifugadoras.

Las disoluciones constan de un disolvente y uno o más solutos. El disolvente es el medio en el que los solutos se disuelven.

Podemos, pues, decir que soluto es lo que se disuelve, mientras que disolvente es lo que disuelve, si bien esta es una idea que presenta ciertas objeciones (ver margen). En general, se considera disolvente al componente que se encuentra en mayor cantidad. Los solutos suelen ser iones o moléculas y frecuentemente se encuentran en menor proporción que el disolvente.

1.2 TIPOS DE DISOLUCIONES Las disoluciones pueden clasificarse de

dos modos: Según el número de componentes que

la forman son binarias, ternarias, cuaternarias, etcétera.

Según el estado físico son gaseosas, líquidas o sólidas.

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Las disoluciones líquidas son las más corrientes, y de ellas, las disoluciones acuosas son las que presentan mayor interés. En esta unidad solo analizaremos las disoluciones líquidas.

1.3 CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN

Cuando una disolución contiene, a una cierta

temperatura, la máxima cantidad posible de soluto en una determinada cantidad de disolvente, decimos que estamos ante una disolución saturada.

Si la cantidad de soluto en esa misma cantidad de disolvente está próxima a la saturación, la denominamos disolución concentrada.

Por último, si la cantidad de soluto es muy pequeña con respecto a la de soluto en la disolución saturada, diremos que está diluida.

Se denomina concentración de una disolución la cantidad de soluto que está disuelto en una determinada cantidad de disolución o en una determinada cantidad de disolvente.

Las formas más comunes de expresar la concentración de una disolución son: En unidades físicas, cuando no se considera la composición de la sustancia

disuelta: porcentaje en masa, porcentaje en volumen y masa de soluto por volumen de disolución.

En unidades químicas, cuando se tiene en cuenta la composición de la sustancia disuelta: molaridad, molalidad y fracción molar.

I. Porcentaje en masa

El porcentaje en masa representa la masa (en gramos) de soluto que existe en 100 g

de disolución:

𝐩𝐨𝐫𝐜𝐞𝐧𝐭𝐚𝐣𝐞 (%)𝐦𝐚𝐬𝐚 =𝐦𝐚𝐬𝐚 (𝐠)𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨

𝐦𝐚𝐬𝐚 (𝐠)𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 ∙ 𝟏𝟎𝟎

II. Porcentaje en volumen El porcentaje en volumen es el volumen de soluto existente en 100 unidades de

volumen de disolución:

𝐩𝐨𝐫𝐜𝐞𝐧𝐭𝐚𝐣𝐞 (%)𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 =𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 (𝐥)𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨

𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 (𝐠𝐥)𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 ∙ 𝟏𝟎𝟎

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III. Masa de soluto por volumen de disolución La masa de soluto por volumen de disolución es la masa de soluto (en gramos)

existente en 1 L de disolución:

𝐠/𝐥 =𝐦𝐚𝐬𝐚 (𝐠)𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨

𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 (𝐥)𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧

IV. Molaridad La molaridad, o concentración molar, es la forma más usual de expresar la

concentración de una disolución. La molaridad (M) de una disolución indica la cantidad, en mol, de soluto

existente en 1 L de disolución:

𝐌 =𝐜𝐚𝐧𝐭𝐢𝐝𝐚𝐝 (𝐦𝐨𝐥)𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨𝐯𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 (𝐥) 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧

= 𝐧𝐬𝐕

La unidad en la que se expresa es mol/L, aunque comúnmente suele indicarse el resultado como xM (se lee «X molar»), donde x puede tomar cualquier valor.

V. Molalidad La molalidad (m) de una disolución expresa la cantidad, en mol, de soluto que

hay por cada kilogramo de disolvente:

𝐌 =𝐜𝐚𝐧𝐭𝐢𝐝𝐚𝐝 (𝐦𝐨𝐥)𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨𝐦𝐚𝐬𝐚 (𝐤𝐠) 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞

= 𝐧𝐬

𝐦𝐚𝐬𝐚 (𝐤𝐠)𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞

La unidad en la que se expresa la molalidad es mol/kg o bien como x m (que se lee «X molal»).

VI. Fracción molar Las fracciones molares, X,, X2 ... , de cada componente de una disolución indican la

cantidad, en mol, de cada uno de ellos en relación con la cantidad total (la suma total de los moles de todos los componentes), en mol.

Así, para una disolución de dos componentes (soluto y disolvente), podemos definir la fracción molar de so luto y la de disolvente de la siguiente manera:

𝐗𝒔 =𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨

𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 + 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞 =

𝐧𝐬𝐧𝐬 + 𝐧𝐝

𝐗𝒅 =𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞

𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 + 𝐦𝐨𝐥𝐞𝐬 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞 =

𝐧𝐝𝐧𝐬 + 𝐧𝐝

𝐗𝒔 + 𝐗𝒅 = 𝟏 ⟹ 𝐗𝒔 + 𝐗𝒅 =𝒏𝒔

𝐧𝐬 + 𝐧𝐝+

𝐧𝐝𝐧𝐬 + 𝐧𝐝

=𝒏𝒔 + 𝐧𝐝𝐧𝐬 + 𝐧𝐝

= 𝟏

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VII. El proceso de disolución La teoría cinética puede servir para explicar el proceso de disolución de un soluto en

un disolvente. Al mezclar un disolvente con un soluto sólido, se establecen las siguientes

interacciones: soluto-soluto, disolvente-disolvente y disolvente-soluto. Solo cuando las interacciones disolvente-soluto son grandes las partículas de soluto abandonarán las posiciones en sus estructuras y se incorporarán a la disolución. El proceso se denomina

solvatación, o hidratación si el disolvente es el agua.

Para vencer las atracciones

soluto-soluto entre los iones del soluto (NaCl) y disolvente-disolvente entre las moléculas del disolvente (H20), es necesario consumir energía. Dicha energía se toma de la que se desprende al interaccionar las moléculas de disolvente con las moléculas o iones de soluto.

Si el soluto es un sólido, sus partículas, aunque hidratadas,

seguirán ejerciendo entre sí una cierta atracción reticular que intentará que se vuelva a formar la estructura cristalina original. Para una cierta concentración, cuyo valor dependerá del tipo de soluto, del disolvente y de la temperatura, se establece un equilibrio dinámico en el que la tendencia del soluto a disolverse es igual a la tendencia del soluto disuelto a cristalizar de nuevo. Decimos entonces que la disolución está saturada.

Así pues, en una disolución saturada se da el siguiente equilibrio:

Si el soluto es un líquido o un gas, se establecen las mismas interacciones que en el caso de los solutos sólidos, pero ahora las del tipo soluto-soluto son de menor intensidad, y tanto la hidratación como el proceso de disolución en general son casi siempre exotérmicos y se ven muy favorecidos.

2. SOLUBILIDAD

Hay sustancias que en un determinado disolvente no se disuelven o se disuelven

muy poco; en estos casos se dice que son insolubles en él (por ejemplo, el aceite es insoluble en agua). Cuando una sustancia es soluble en un disolvente, llega un momento en el que el disolvente no admite más cantidad de soluto, la disolución está saturada.

Se denomina solubilidad de una sustancia en un determinado disolvente y a una

determinada temperatura a la concentración del soluto en su disolución saturada.

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La solubilidad de una sustancia representa la máxima cantidad de soluto que, a una determinada temperatura, puede disolverse en una cantidad fija de disolvente.

La solubilidad suele expresarse en g de soluto/100 g de disolvente o en g de soluto/L de disolvente.

2.1 VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA TEMPERATURA

La mayoría de los sólidos se disuelven por

procesos endotérmicos (procesos en los cuales se absorbe energía), por lo que, en general, son más solubles en caliente que en frío.

Muchos líquidos y gases, al disolverse mediante procesos exotérmicos (procesos en los que se desprende energía), experimentan una disminución de su solubilidad cuando aumenta la temperatura.

La representación gráfica de la solubilidad de las sustancias en función de la temperatura, a presión normal, se denomina curva de solubilidad.

2.2 VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA PRESIÓN La presión solo influye en la solubilidad de los gases en los líquidos. En general, la

solubilidad de un gas en un líquido aumenta cuando se incrementa la presión del mismo sobre el líquido.

La relación existente entre la presión que un gas ejerce sobre el líquido y su solubilidad en él se expresa mediante lo que se conoce como ley de Henry, que se puede s expresar matemáticamente de la siguiente manera:

Cgas = k ∙ pgas

donde Cgas, es la concentración de gas disuelto (expresada generalmente en molaridad), k es una constante de proporcionalidad que depende del gas y de la temperatura, y pgas , es la presión (parcial) que el gas ejerce sobre el líquido.

. 2.3 SOBRESATURACIÓN

Cuando se satura una disolución y después disminuye la temperatura, o cuando se

evapora parte del disolvente, la cantidad de soluto existente en esa disolución se sitúa por encima de la cantidad máxima admitida en las nuevas condiciones.

Entonces se dice que la disolución está sobresaturada. Las disoluciones sobresaturadas son muy inestables, basta con agitarlas, rascar con

una varilla de vidrio las paredes internas del recipiente o introducir algún cristal de la sustancia que hace de soluto para que el exceso del mismo se separe bruscamente en forma

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sólida y provoque así una precipitación. Entonces, la disolución se convierte en saturada con un sólido en el fondo del recipiente.

3. FACTORES QUE FAVORECEN LA DISOLUCIÓN DE LAS

SUSTANCIAS Con frecuencia es necesario preparar disoluciones en el laboratorio o en la industria

de forma rápida. Hay una receta para ello: pulverizar el soluto sólido, agitar y calentar la disolución.

La teoría cinética nos explica por qué: Al pulverizar el soluto, se aumenta el área superficial de este, esto hace que

aumente el número de iones o moléculas de disolvente que están en contacto y colisionan con él, de manera que se disolverá antes.

Al agitar la disolución, impedimos que esta se sature alrededor de los cristales de soluto, con lo que se facilita el proceso de disolución.

Al calentar la disolución, incrementamos la agitación molecular y con ello favorecemos la destrucción de la estructura cristalina del soluto; asimismo, elevamos la velocidad de difusión de los iones en el seno del disolvente. Esto hace que el proceso de disolución sea más rápido.

4. PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES La adición de un soluto a un disolvente hace que se modifiquen algunas propiedades

de este, como la densidad, la conductividad eléctrica, la viscosidad, etc. Se pueden distinguir cuatro propiedades del disolvente que se ven afectadas en presencia de un soluto y que dependen de la concentración en que se halla el soluto, pero no de su naturaleza. A estas propiedades se las denomina propiedades coligativas y son: la presión de vapor los puntos de congelación y de ebullición y la presión osmótica.

Al igual que ocurría con los gases, las leyes que rigen estas propiedades solo se cumplen exactamente en disoluciones ideales. Las disoluciones muy diluidas y con solutos no iónicos pueden ser consideradas como ideales.

5.1 PRESIÓN DE VAPOR DE LAS DISOLUCIONES

A una temperatura dada, cuando se disuelve un soluto no volátil en un disolvente,

disminuye la presión de vapor del disolvente. François Marie Raoult (1830-1901) consiguió en 1887 expresar cuantitativamente

esta variación conocida como ley de Raoult: A una temperatura dada, la disminución relativa de la presión de vapor de un

líquido volátil al disolver en él un soluto no volátil es directamente proporcional a la fracción molar del soluto:

∆𝐩 = 𝐩𝟎 − 𝐩′ = 𝐩𝟎 𝐗𝐒 Y para disoluciones diluidas: ∆𝐩 = 𝑲𝒗 ∙ 𝐦

donde 𝐩𝟎, es la presión de vapor del disolvente puro, p’ la presión de vapor del disolvente en la disolución y Xs, la fracción molar del soluto, Kv es una constante que depende del disolvente y de la temperatura y m es la molalidad de la disolución.

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5.2 PUNTO DE CONGELACIÓN DE LAS DISOLUCIONES El punto de congelación, o de fusión, de una disolución es inferior al del disolvente

puro. Al añadir un soluto no volátil a una disolución, disminuye la temperatura de congelación de la misma.

La disminución de la presión de vapor es proporcional a la fracción molar de soluto (ley de Raoult), lo que, para disoluciones muy diluidas, equivale a decir que tal disminución es proporcional a la molalidad.

Por tanto, el descenso del punto de congelación de una disolución es proporcional también a la molalidad (m). Así pues, podemos expresar:

∆𝒕𝒄 = 𝒕𝒄 − 𝐭′ = 𝑲𝒄 ∙ 𝐦

donde tc es la temperatura de congelación del disolvente puro, t’ es la temperatura de

congelación de la disolución, tc – t’ es el “descenso crioscópico” de la disolución y Kc es la constante crioscópica molal, que representa el descenso del punto de congelación de una disolución 1 m, y solo depende del disolvente.

5.3 PUNTO DE EBULLICIÓN DE LAS DISOLUCIONES El punto de ebullición de una disolución es superior al del disolvente puro. Al añadir

un soluto no volátil a una disolución, aumenta la temperatura de ebullición de la misma. Razonando de igual forma que en el caso del descenso crioscópico, el ascenso

ebulloscopio se puede calcular con la siguiente expresión:

∆𝒕𝒆 = 𝒕𝒆 − 𝐭′ = 𝑲𝒆 ∙ 𝐦

donde te es la temperatura de ebullición del disolvente puro, t’ es la temperatura de ebullición de la disolución, te – t’ es el “ascenso ebulloscópico” de la disolución y Ke es la constante ebulloscópica molal, que representa el ascenso del punto de ebullición de una disolución 1 m, y solo depende del disolvente.

5.4 ÓSMOSIS

Cuando enfrentamos dos disoluciones de distinta

concentración separadas por una membrana semipermeable/ se produce el paso de disolvente desde la disolución menos concentrada a la más concentrada hasta que las dos disoluciones equilibran sus concentraciones. El fenómeno se denomina ósmosis.

Al poner en contacto el disolvente puro con la disolución a través de una membrana semipermeable puede producirse un doble flujo de moléculas de disolvente en ambos sentidos. Sin embargo, en el lado de la disolución, la presencia de moléculas de soluto que no pueden atravesar la membrana dificulta la migración de las moléculas del disolvente de la disolución, por lo que hay un mayor flujo desde el disolvente hacia la disolución que al revés.

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La presión osmótica (П) es la presión que hay que ejercer sobre la disolución para impedir el proceso de ósmosis.

I. Ecuación de la presión osmótica.

En 1885, Van't Hoff llegó a la conclusión de que la presión osmótica de las

disoluciones diluidas se comporta de la misma manera que la presión gaseosa de los gases ideales y obedece a la misma ecuación (pV = nRT), que en este caso caso puede escribirse como:

𝛑 ∙ 𝐕 = 𝐧 ∙ 𝐑 ∙ 𝐓 ⟹ 𝛑 =𝐧𝐕∙ 𝐑 ∙ 𝐓 ⟹ 𝛑 = 𝐌 ∙ 𝐑 ∙ 𝐓

Las unidades en que se expresan las distintas magnitudes son las mismas que en la

ecuación de gases ideales. La presión osmótica es la propiedad coligativa más fácil de medir, por lo que permite

determinar también de forma sencilla masas molares de sustancias que, por ejemplo, solo pueden prepararse en cantidades muy pequeñas.

Las disoluciones que presentan la misma presión osmótica en las mismas condiciones exteriores se llaman disoluciones isotónicas.

II. Ósmosis inversa

Se trata de una técnica forzada que emplea

altas presiones para llevar el agua de una disolución concentrada a otra menos concentrada a través de una membrana semipermeable. El problema es la membrana, ya que solo ha de permitir el paso del agua, pero no de otras sustancias disueltas, y debe ser capaz de resistir las altas presiones que se aplican. Esta técnica se utiliza en la desalación del agua de mar. (Se sabe que la presión osmótica del agua de mar es de unas 30 atm.).

5. SUSPENSIONES Y DISOLUCIONES COLOIDALES

5.1 SUSPENSIONES A veces, la diferencia entre disolución y mezcla heterogénea es imprecisa. En

algunas mezclas algunas partículas sólidas quedan flotando largo tiempo en el disolvente (fase dispersante) en forma de grandes conglomerados de partículas (fase dispersa). A este tipo de mezcla heterogénea en la cual las partículas son lo suficientemente grandes como para poder ser observadas a simple vista o mediante un microscopio óptico, se le denomina suspensión.

Las disoluciones verdaderas son transparentes, sin embargo, las suspensiones son opacas o traslúcidas, debido a la presencia de los grandes conglomerados de partículas. Estos agrupamientos de partículas en flotación no sedimentan debido a que sobre ellos actúa el disolvente con unas fuerzas, de direcciones aleatorias, que contrarrestan a la fuerza de la gravedad.

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Son ejemplos de suspensiones: el barro, los jugos de fruta, algunos medicamentos como las suspensiones de amoxicilina, las pinturas vinílicas…

5.2 DISOLUCIONES COLOIDALES

Existen otras mezclas heterogéneas donde las partículas del sólido son tan pequeñas

que no sedimentan, y solo pueden reconocerse porque reflejan y refractan la luz que incide sobre ellas; además, no pueden atravesar membranas, que solo son permeables al disolvente. A estos sistemas se les llama dispersiones o disoluciones coloidales. Una misma sustancia puede formar parte de disoluciones verdaderas o de coloidales, según el disolvente utilizado.

Las partículas disueltas en las disoluciones coloidales reciben normalmente el nombre de micelas, y su tamaño es intermedio entre los de las partículas de las disoluciones verdaderas y los de las suspensiones. Las micelas constituyen la fase dispersa, y el medio donde se encuentran, es la fase dispersante.

Una disolución coloidal puede formarse combinando dos sustancias que se encuentren en cualquier fase, siempre que estas sean inmiscibles. Por tanto, se debe excluir de las disoluciones coloidales las del tipo gas-gas, ya que todos los gases son miscibles.

I. Soles

Una disolución coloidal se denomina sol cuando tiene un líquido como medio de dispersión y un sólido como fase dispersa. Si el líquido es agua, el sol se denomina hidrosol. Los soles, al ir perdiendo su medio dispersante (por ejemplo mediante evaporación) se transforman en geles. El gel puede continuar perdiendo líquido hasta transformarse en un residuo sólido que también se conoce como gel, como el gel de sílice (Si02 • n H20) que, debido a su gran porosidad, es muy utilizado como adsorbente y desecante. Los geles del tipo de la gelatina pueden formar jaleas cuando absorben un exceso de líquido.

II. Propiedades características de las dispersiones coloidales

Efecto Tyndall Al igual que las disoluciones verdaderas, las

dispersiones coloidales son muy claras al microscopio. No obstante, si se observan en dirección perpendicular al recorrido de un haz de luz que las atraviesen, aparecen turbias, y si la habitación está a oscuras y la única luz es la del haz, la dispersión se hace visible, ya que difunde la luz que llega. Este fenómeno se conoce como efecto Tyndall. La difusión aumenta con el tamaño y número de las micelas.

Movimiento browniano Las dispersiones coloidales aparecen transparentes

al microscopio, ya que miramos hacia la fuente de luz. Ahora bien, si el microscopio se coloca de manera que nuestra mirada se dirija en dirección perpendicular al haz de luz incidente, veremos el movimiento caótico y en zigzag de las partículas que forman la dispersión.

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Este fenómeno llamado movimiento browniano en honor de Robert Brown (1773-1858), es debido a los choques no compensados de las partículas dispersantes sobre las partículas coloidales y constituye otra prueba de la teoría cinética.

Carga eléctrica Las micelas están cargadas de electricidad. Si introducimos en la dispersión coloidal

dos láminas metálicas conectadas a cada uno de los dos polos de una pila eléctrica (electrodos): las micelas se moverán hacia el electrodo positivo si están cargadas negativamente, o bien, hacia el negativo, si lo están positivamente. El origen de esta carga eléctrica puede ser doble:

1. Debido a su enorme superficie, las micelas adsorben iones existentes en la dispersión apropiándose de su carga eléctrica.

2 La propia micela al entrar en contacto con la fase dispersante, se disocia desprendiendo un ion de un

determinado signo, quedando el resto cargado con signo opuesto.

Adsorción Adsorción es la unión, en la superficie de un sólido, de átomos, moléculas o iones

existentes en el medio en el que se halla dicho sólido. Se debe a que la superficie del sólido es el único lugar de este en el que las fuerzas no están compensadas; por consiguiente, algunas partículas del medio se pueden unir a aquel. Como las sustancias en estado coloidal presentan una gran superficie, tienen un alto poder adsorbente. La acción detergente del jabón, por ejemplo, se debe a su adsorción sobre las partículas de suciedad.

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