CAPÍTULO 3 / REVISIÓN

MEZCLAS Y SOLUCIONES | ¿qué aprendimos?

Sistemas materiales

En nuestra vida cotidiana entramos en contacto con diversidad de elementos; algunos son sólidos, otros líquidos y otros gaseosos. Si bien parece que todos son diferentes, podemos decir que hay algo que tienen en común: todos están formados por materia. Para estudiar la materia solemos analizar una porción a la que llamamos sistema material. Todo sistema material tiene propiedades generales o extensivas y propiedades específicas o intensivas. Hablamos de “fase” cuando nos referimos a todas aquellas porciones del sistema material que tienen las mismas propiedades intensivas. Por otro lado, los componentes son las sustancias que conforman el sistema material.

Todo el universo visible está formado de materia.

Sistemas homogéneos

Hablamos de sistema homogéneo cuando un sistema material posee las mismas propiedades intensivas en toda su masa. Éste cuenta con una sola fase. Las soluciones son sistemas materiales homogéneos compuestos por uno o más solutos disueltos en un solvente determinado. El soluto es el componente de la solución que se encuentra en menor proporción y se disuelve en el solvente, en tanto, el solvente es el que se encuentra en mayor proporción y tiene la capacidad de disolver el soluto. Las soluciones se pueden clasificar en función de la concentración en insaturadas, saturadas y sobresaturadas. Su concentración puede expresarse cuantitativamente, se establecen diferentes relaciones porcentuales entre las cantidades de sustancias a través de unidades químicas y físicas conocidas como masa (m), volumen (v) y cantidad de sustancia (n).

Sistemas heterogéneos

Un sistema homogéneo cuenta con distintas propiedades intensivas en al menos dos de sus puntos. Un sistema de este tipo tiene dos o más fases. Generalmente, para su separación se utilizan mecanismos físicos y de menor consumo de energía. Existen las mezclas groseras y las mezclas finas o suspensiones. En las primeras los componentes se diferencian fácilmente debido a su gran tamaño, y las suspensiones se forman por una fase sólida con baja solubilidad que se encuentra dispersa en la fase liquida. Las fases son más difíciles de diferenciar debido al ínfimo tamaño de la partícula. Existen diversos métodos de separación de fases, algunos de ellos son: la decantación, la tamización, la filtración y la imantación. Los métodos mecánicos no producen transformaciones en los componentes de la mezcla.

Agua

El agua es un compuesto químico de vital importancia para los seres vivos. Es la sustancia universal más abundante en la Tierra. Está compuesta por hidrógeno y oxígeno. Nuestro planeta está cubierto en un 70 % por agua. Por otra parte, todas las especies dependen de este líquido vital para la supervivencia. Al igual que el oxígeno, el agua es un elemento de la naturaleza esencial para que todas las formas de vida puedan existir. El agua cuenta con diferentes propiedades que se clasifican en organolépticas y fisicoquímicas. Las primeras son las que percibimos con nuestros sentidos, y las segundas tienen relación con la composición química. El agua es un regulador de temperatura para la mayoría de los seres vivientes, así como también tiene un papel esencial en la regulación de la temperatura atmosférica.

Contaminación del agua

La contaminación del agua se produce cuando se introduce un material que altera sus características naturales. El agua contaminada deja de ser apta para el desarrollo de los seres vivos. El mercurio es una fuente natural de contaminación y también los hidrocarburos. Otro agente natural contaminante es el arsénico producido por las actividades volcánicas. El ser humano ha vivido con este tipo de contaminación desde hace miles de años y no es posible evitarla; sin embargo, la contaminación debido a las actividades humanas es mucho mayor. El uso de los fertilizantes en la agricultura, metales pesados en la minería, las aguas residuales de las industrias y los desechos arrojados por el ser humano, ponen en riesgo sanitario al ecosistema del planeta que depende de este importante líquido.

El agua contaminada es cuna de enfermedades.

Conceptos de ácido y base: el producto de solubilidad

La solubilidad de una sustancia en un disolvente depende de la temperatura y de la presión, la influencia de esta última es muy pequeña cuando el soluto es un sólido. Puede expresarse en cualquiera de las diversas maneras (normalidad, molaridad, gramos de soluto por litro de disolvente, etc.) que ya conocemos.

Para el caso de las sales poco solubles resulta además muy útil definir el producto de solubilidad. Para definir este concepto, consideremos la disolución en agua de una sal muy poco soluble, tal como el sulfato de bario, BaSO₄.

En una disolución de esta sal, parte de las moléculas de BaSO₄ estarán disociadas en iones, según la ecuación:

Si se trata de una disolución diluida podremos aplicar a ese equilibrio la fórmula de la constante de ionización. Tendremos:

Pero puesto que el sulfato de bario es muy poco soluble en agua, la ecuación anterior puede aplicarse también a la disolución saturada, ya que el BaSO₄ disuelto se encontrará en equilibrio con el BaSO₄ precipitado. El denominador es en este caso constante y puede escribirse:

K ^. [BaSO₄] = [Ba²⁺]^. [SO₄ ^2-]

Esta expresión se denomina producto de solubilidad. Su símbolo es K_s.

K_s = [Ba²⁺]^. [SO₄ ^2-]

El valor del producto de solubilidad es constante para cada temperatura.

Ejemplos:

1) Las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción con H₂ son:

-De H₂ igual a 0,002 molar

-De I₂ igual a 0,002 molar

-De IH igual a 0,014 molar

Hallar el valor de la constante de equilibrio.

Solución:

La fórmula de la constante de equilibrio es:

Por tanto, sustituyendo valores, será:

2) Si en la reacción anterior, a una cierta temperatura, la constante de equilibrio es 0,50 y en 40 litros de disolución hay 2 moles de hidrógeno y 8 de yodhídrico, hallar los moles de yodo que existen.

Solución:

De la fórmula:

conocemos:

K = 0,50

[H₂] = 2 moles de hidrógeno / 40 litros de disolución = 0,05 molar

[IH] = 8 moles de á. yodhídrico / 40 litros de disolución = 0,2 molar

[I₂] = x moles de yodo / 40 litros de disolución = x / 40 molar

En consecuencia:

es decir,

3) En la reacción PCl₅ PCl₃ + Cl₂ 32Kcal/mol

que se desarrolla a presión constante, se tiene que [PCl₅] = 0,2 molar; [PCl₃] = [Cl₂] = 0,01 molar. a) Calcular la constante de equilibrio; b) indicar qué ocurriría si se elevase la temperatura; c) qué sucedería si se redujese la presión; d)y qué si se incrementase la concentración de PCl₅ a 0,5 molar, permaneciendo constantes tanto la presión como la temperatura.

Solución:

b) Por tratarse de una reacción endotérmica, al elevar la temperatura se favorece la formación de PCl₅ y, en consecuencia, la disminución de las concentraciones de PCl₃y de Cl₂ (desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda).

c) Al haber más moles gaseosos en el segundo miembro de la reacción que en el primero, una disminución de la presión hace aumentar las concentraciones de PCl₃ y de Cl₂ en detrimento de la concentración de PCl₅ (desplazamiento del equilibrio hacia la derecha).

d) Si se aumenta la concentración de PCl₅, correlativamente han de incrementarse la de PCl₃ y la de Cl₂ para que la constante de equilibrio no se modifique.

Para averiguar cuánto valen las nuevas concentraciones utilizaremos la fórmula de K:

4) Hallar la concentración de iones hidronio en una disolución de ácido acético, CH₃ COOH, 1M sabiendo que la constante de disociación vale 1,8·10^-5.

Solución:

La reacción de ionización es:

por lo que la constante de ionización será:

Sustituyendo:

Resolviendo esta ecuación de segundo grado, resulta:

x = 0,0043 molar.

5) Hallar la molaridad de una disolución de HCl cuyo pH es 2.

Solución:

pH = log₁₀ 1 / [H₃O^–] = -log₁₀ [H₃O⁺] = 2

Es decir,

log₁₀ [H₃O⁺] = -2.

y, tomando antilogaritmos:

[H₃O⁺] = 10^-2 = 0,01 molar

6) Hallar el producto de solubilidad del BaSO₄ sabiendo que a la temperatura de 50 °C su concentración es 1,4 · 10^-5 molar.

Solución:

De la reacción:

se deduce que el producto de solubilidad vale:

Ks = [Ba²⁺]^.[SO₄ ^2-]

Por tanto,

K_s = (1,4 · 10^-5)·(1,4 · 10^-5) = 1,96·10^-10.

El peso molecular

Peso molecular de un compuesto químico es la suma de los pesos atómicos de los elementos que constituyen la molécula de ese compuesto.

Mediante un ejemplo precisaremos el concepto y mostraremos cómo se calcula el peso molecular de un compuesto (cuando se conoce con certeza su fórmula) a partir de los pesos atómicos de sus elementos constituyentes.

Ejemplo:

1) Hallar el peso molecular del carbonato de calcio, CaCO3.

Escribiremos PM (CaCO3) o simplemente PM para representar el peso molecular del carbonato de calcio y PA(Ca), PA(C) y PA(O) para representar, respectivamente, los pesos atómicos del calcio, el carbono y el oxígeno. Será:

PM= PA(Ca) + PA(C) + 3 PA(O)

Esto es porque la molécula de CaCO3 contiene un átomo de Ca, uno de C y tres de O.

Consultando la tabla de pesos atómicos encontramos que:

PA(Ca) = 40,08

PA (C) = 12,011

PA (O) = 15,999

Por lo tanto,

PM= 40,08 +12,011 +3·15,999 = 100,088

El peso molecular se refiera a la suma de los pesos atómicos de un compuesto.

Determinación experimental de los pesos moleculares

Del concepto de peso atómico se deduce que al considerar las reacciones entre todos los elementos podían encontrase relaciones similares a la relación PC = 3/7 . PSi, con lo que resultaría posible expresar todos los pesos atómicos en función del peso atómico de un elemento cualquiera, que podríamos escoger a voluntad.

Sin embargo, para los químicos de principios del s. XIX el problema era que en general no conocían las fórmulas de los compuestos y por lo tanto no podían estar seguros de si los elementos reaccionaban átomo a átomo o no, con lo cual se hacía imposible establecer con certeza relaciones entre los pesos de sus átomos.

Dalton supuso erróneamente que cuando dos elementos se combinan para dar un compuesto siempre lo hacen átomo a átomo. Así, en el caso del agua pensó que su fórmula era HO y, como había hallado experimentalmente que el hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar agua en una proporción ponderal de 1:7 (la verdadera proporción es 1:7,9365, pero este error experimental es comprensible para la época), concluyó que el peso atómico del oxígeno expresado en la escala del hidrógeno es 7 (hoy sabemos que la fórmula del agua es H2O, por lo que el peso atómico del oxígeno, expresado en función del peso atómico del hidrógeno, es realmente 2·7,9365 = 15,873).

El problema de establecer los pesos atómicos de los elementos no pudo así resolverse hasta que se hallaron métodos prácticos para determinar por vía experimental los pesos moleculares de sus compuestos. Los métodos experimentales para la determinación de pesos moleculares son aplicables a sustancias en estado gaseoso y a solutos en disolución. La determinación del peso molecular de un gas se basa en la ecuación de estado de los gases ideales, por lo que es preciso conocer la masa de sustancia gaseosa contenida en un determinado volumen, así como ese mismo volumen y la presión y la temperatura a que se encuentra el gas. Como estas dos últimas variables son directamente medibles, lo que se determina realmente es la masa de la sustancia contenida en un volumen que se puede conocer.

Para conocer el peso molecular de sustancias sólidas se recurre a su disolución en agua o en otro líquido. Toda una serie de propiedades de las disoluciones dependen del número de moléculas que contienen disueltas en un peso dado de disolvente (propiedades coligativas), de manera que es posible calcular el peso molecular del soluto a partir, por ejemplo, del descenso del punto de congelación (crioscopia) o bien del aumento del punto de ebullición (ebulloscopia) de la disolución en relación al punto respectivo del disolvente puro.

Formas físicas en que se presenta la materia

La materia puede presentarse en dos formas distintas: homogénea y heterogénea, según que sus propiedades y su composición sean las mismas en cualquier punto o cambien al pasar de un punto a otro. La homogeneidad, tal como se entiende en química, es, pues, homogeneidad respecto a la subdivisión.

En cambio, un material heterogéneo es una mezcla en la que cada porción homogénea de la misma constituye lo que se denomina una fase. Una roca de granito, por ejemplo, es un material heterogéneo en el que se pueden observar a simple vista distintos componentes: partículas pequeñas y oscuras de mica, cristales de cuarzo duros y transparentes, y cristales oblongos y grises de feldespato. Cada fase de una mezcla presenta distintas propiedades y la separación de las mismas puede en general realizarse por medios mecánicos.

Sustancia pura y disolución

Una sustancia pura o especie química es una fase homogénea de composición constante. Si la composición de una fase homogénea puede variar se habla de disoluciones. Las disoluciones pueden ser de distintos tipos, pero las más comunes son de un sólido en un líquido; por ejemplo, de sal común en agua.

La composición de una sustancia o cuerpo puro no varía con los cambios de estado. Así, el agua tiene la misma composición en forma de hielo, de agua líquida o de vapor. Si se varía la presión, la temperatura de fusión (o solidificación) de una sustancia pura también varía, pero tampoco en este caso cambia la composición del líquido (o sólido) que se obtiene. En cambio, la composición de una disolución sí varía con los cambios de estado o con los cambios de presión y temperatura. Por ejemplo, si se enfría una disolución en agua caliente de sal común, parte de la sal precipita, ya que la sal es más soluble en agua caliente que en agua fría.

Una disolución puede variar su composición luego de un cambio de estado.

Elementos y compuestoS químicos

El agua y el azufre, por ejemplo, son sustancias puras, pero la primera es un compuesto y la segunda es un elemento o, en otras palabras, la molécula de agua está formada por dos átomos de distinto tipo (hidrógeno y oxígeno), mientras que la molécula de azufre está formada únicamente por átomos de azufre. Si sometemos el agua a cambios de estado, su composición no varía (es una sustancia pura), pero por medios químicos podemos descomponerla en hidrógeno y oxígeno, sus elementos constituyentes. Esto puede lograrse, por ejemplo, haciendo pasar vapor de agua sobre hierro calentado al rojo: el hierro extraerá el oxígeno de las moléculas de agua dando origen a la formación de un óxido de hierro, mientras que el hidrógeno quedará libre.

Con el azufre es imposible hacer algo así: podemos calentarlo y su molécula pasará de una forma (alotrópica) a otra, pero seguirá estando formada únicamente por átomos de azufre. También podemos intentar hacerlo reaccionar con otro elemento o con un compuesto, pero siempre tendremos lo mismo: azufre que no ha entrado en combinación o bien azufre que se ha combinado con otros elementos, nunca dos componentes distintos de esa sustancia que a la que llamamos azufre, por la simple razón de que se trata realmente de un elemento químico y, por lo tanto, está constituido por un único tipo de átomos.

Disoluciones

Las disoluciones o soluciones son sistemas formados de dos componentes: el disolvente y el soluto.

Se llama disolvente al componente más abundante, y soluto al que se halla en menor cantidad; sin embargo, en la práctica, en muchos casos no queda claramente delimitado cuál de los componentes es el soluto y cuál el disolvente.

En el lenguaje corriente, cuando se habla de disoluciones se suele hacer referencia a disoluciones de un soluto sólido en un disolvente líquido (casi siempre agua, con mucho el más común de los disolventes de sustancias inorgánicas), pero de hecho hay otros ocho tipos de disoluciones, ya que tanto el soluto como el disolvente pueden estar en estado sólido, líquido o gaseoso.

En una solución solo se distingue una fase de la materia.

La mayoría de las reacciones químicas se producen con las sustancias reaccionantes disueltas, y para el reconocimiento de una sustancia o la determinación de algunas de sus características a menudo es conveniente recurrir a su disolución. De ahí la gran importancia que posee su estudio. Por ahora sólo indicaremos que conviene distinguir entre disoluciones diluidas (poco soluto), concentradas (bastante cantidad de soluto) y saturadas (aquellas en que el disolvente no puede admitir más soluto). En disolución acuosa muchos compuestos se ionizan y entonces estas disoluciones son conductoras de la electricidad.

Disolventes fundamentales para el químico son: el agua, el agua destilada, los ácidos y bases inorgánicos, la bencina, el alcohol ordinario, la acetona, el éter, el sulfuro de carbono, etcétera.

Dispersiones coloidales

La distinción entre mezcla y disolución a partir de su homogeneidad o heterogeneidad es muy precisa en el ejemplo del granito y puede asimismo ser suficientemente precisa en el caso de las suspensiones. Un ejemplo de suspensión puede ser la de arena muy finamente pulverizada mezclada en agua: a diferencia de lo que ocurriría si se tratase de una disolución, la arena acaba por depositarse, aunque lo hará tanto más lentamente cuanto menores sean las partículas. La explicación de este diferente comportamiento estriba en que en una suspensión las partículas están constituidas por agrupaciones de un número muy grande de moléculas, mientras que en una disolución las partículas son moleculares.

Un caso menos evidente es el de las dispersiones coloidales, en las que las partículas tienen un tamaño que, aun siendo considerablemente superior al de las partículas en disolución, es muy inferior al de las partículas de las suspensiones, hasta el punto de que las partículas coloidales pasan a través de todos los filtros corrientes y no se depositan ni siquiera después de un período de reposo prolongado. Para fijar ideas, se puede afirmar que si el tamaño de las partículas es mayor que 0,2 (micras, siendo 1 = 10-3 mm) nos hallamos ante una suspensión; cuando está comprendido entre 0,2 y 1 m (milimicra, 10-6 mm), se trata de una dispersión coloidal, y si es menor que 1 m, se puede hablar propiamente de disolución. En el caso de las dispersiones coloidales, se habla de fase dispersa y de medio de dispersión, conceptos equivalentes a los de soluto y disolvente usados en el caso de las disoluciones. Como en el caso de las disoluciones, existen nueve tipos distintos de dispersiones coloidales, correspondientes a los tres posibles estados de la fase dispersa y del medio dispersante.

Separación de mezclas heterogéneas

En muchas ocasiones, tanto en el laboratorio como en la industria, se plantea la necesidad de separar los distintos componentes de una mezcla. Entre las distintas técnicas que se emplean con este fin cabe mencionar las siguientes:

Para separar sólidos de líquidos:
Separación por decantación, que consiste en dejar que el sólido acabe por depositarse en el fondo de un recipiente (en ocasiones, la decantación puede acelerarse por centrifugación);
Separación por filtración, en la que se utiliza un material (papel de filtro, porcelana porosa, etc.) que por el tamaño de sus poros permite el paso del líquido pero no el de las partículas sólidas;
Separación por centrifugación, basada en que las partículas en suspensión o en dispersión resultan afectadas por la fuerza centrífuga, con lo que tienden a escapar de la masa del líquido (esta técnica se emplea, por ejemplo, en la industria azucarera).
Para separar sólidos de sólidos:
Separación magnética, utilizable para extraer, por ejemplo, partículas de hierro o de otro metal ferromagnético de una mezcla;
Separación por levigación, que se basa en someter la mezcla a un chorro de agua, que arrastra con mucha mayor facilidad las partículas menos densas (se usa, por ejemplo, para separar una mezcla de arena y oro, aprovechando que este último es mucho más denso);
Separación por disolución, que puede usarse, por ejemplo, para extraer la sal de una mezcla de arena y sal: se añade agua, con lo que la sal se disuelve, y después, tras filtrar la disolución, el agua se evapora, con lo que la sal precipita.
Para separar líquidos inmiscibles:
Separación por centrifugación, según el principio ya explicado (también se emplea para la separación de emulsiones);
Separación por decantación, que en este caso suele hacerse usando un embudo de decantación, el cual, al abrir su llave, permite la salida del líquido de mayor densidad.

Separación de disoluciones

La separación de los diversos componentes de una disolución es más difícil que la de los componentes de una mezcla, ya que en este caso los medios puramente mecánicos no son efectivos y es preciso recurrir al calentamiento de la disolución para llevar a cabo la separación a partir del vapor:

Disolución de un sólido en un líquido: separación por evaporación, que se realiza calentando la disolución en una vasija abierta y poco profunda, con lo que, al irse evaporando el líquido, la disolución se va concentrando y, si se prosigue hasta la total evaporación del líquido, se obtiene el soluto precipitado.

Disolución de un líquido en otro: separación por destilación simple, aplicable cuando los puntos de ebullición de los dos líquidos son notablemente diferentes y en la que se procede calentando la disolución hasta una temperatura algo superior al punto de ebullición del líquido más volátil y condensando por enfriamiento el vapor recogido.

Disolución de varios líquidos en otro líquido: separación por destilación fraccionada, que se basa en que cada líquido tiene un punto de ebullición distinto; puede realizarse en una sola operación mediante las llamadas columnas de fraccionamiento, tal como se hace en el caso del petróleo crudo.