Ciencias de Joseleg: Disoluciones, mezclas y unidades de concentración

Las mezclas y disoluciones son términos comunes en nuestra vida cotidiana, ya que están presentes en diversas situaciones, desde la preparación de alimentos hasta la producción de medicamentos. En química, estos términos se refieren a la combinación de dos o más sustancias que no reaccionan químicamente entre sí, aunque esto tiene sus comillas en algunos contextos de análisis. En general distinguiremos dos tipos de mezcla:

(a) Una mezcla homogénea es aquella en la que los componentes se mezclan uniformemente, no se pueden distinguir a simple vista y tienen propiedades físicas y químicas uniformes en toda la mezcla.

(b) En cambio, una mezcla heterogénea es aquella en la que los componentes no se mezclan uniformemente, se pueden distinguir a simple vista y tienen diferentes propiedades físicas y químicas en diferentes partes de la mezcla.

En este capítulo se abordarán en profundidad los conceptos fundamentales de las mezclas, enfocándonos en las mezclas homogéneas, así como las distintas unidades de concentración utilizadas en química. Se explicarán las diferencias entre las distintas unidades de concentración y se proporcionarán ejemplos prácticos para su aplicación en la resolución de problemas y cálculos químicos.

Además, se presentarán diferentes técnicas de separación de mezclas, como la destilación, la cromatografía y la extracción, entre otras. También se analizarán las propiedades físicas de las soluciones, como la densidad, la viscosidad y la presión de vapor, y se explicará cómo estas propiedades cambian en función de la concentración y la temperatura.

En resumen, este texto es una guía completa para entender y aplicar los conceptos de mezclas, disoluciones y unidades de concentración en la química, lo que será de gran ayuda tanto para estudiantes como para profesionales en el campo de la química y disciplinas afines.

1.1 William Henry (1774-1836)

Fue un químico británico conocido por su trabajo en la solubilidad de los gases en líquidos, lo que llevó a la formulación de la Ley de Henry. Esta ley establece que la cantidad de gas que se disuelve en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial del gas en equilibrio con el líquido. Henry también hizo importantes contribuciones a la química de los gases y a la química del agua.

Contexto social

(a) Contexto político: Henry vivió en una época de importantes cambios políticos en Europa, incluyendo la Revolución Francesa y las Guerras Napoleónicas. En Gran Bretaña, se produjeron cambios significativos durante su vida, como la Ley de Reforma de 1832, que amplió el derecho al voto y reestructuró los distritos electorales.

(b) Contexto económico: Durante la vida de Henry, Gran Bretaña se convirtió en la potencia económica dominante del mundo gracias a la Revolución Industrial. La economía británica estaba basada en la manufactura y el comercio, y las fábricas y los puertos experimentaron un rápido crecimiento.

(c) Contexto social: La Revolución Industrial transformó la sociedad británica, creando una nueva clase de ricos empresarios industriales y una clase obrera empobrecida que trabajaba en las fábricas. Henry perteneció a la clase media, que se expandió durante este periodo.

(d) Contexto religioso: Henry vivió en una época de cambios religiosos en Gran Bretaña, cuando la Iglesia Anglicana seguía siendo la iglesia establecida pero otras religiones estaban creciendo en popularidad, como el metodismo y el baptismo.

(e) Contexto cultural: En la época de Henry, la cultura británica experimentó un renacimiento en la literatura, la poesía y las artes. Los autores románticos como William Wordsworth, Samuel Taylor Coleridge y John Keats estaban en su apogeo, mientras que la literatura popular también comenzó a surgir con autores como Charles Dickens.

Infancia

No se dispone de información detallada sobre la infancia de William Henry, sin embargo, sabemos que nació el 12 de diciembre de 1774 en Manchester, Inglaterra, en el seno de una familia de clase media. Se educó en la escuela Manchester Grammar School y luego estudió medicina en la Universidad de Edimburgo.

Educación y logros

William Henry, el químico británico conocido por la Ley de Henry, recibió una educación en medicina en la Universidad de Edimburgo, donde estudió anatomía, fisiología, química y botánica. Después de graduarse, regresó a Manchester para establecer su propia práctica médica y comenzar a trabajar en sus investigaciones científicas. Entre sus principales logros científicos se encuentran:

(a) La Ley de Henry: Henry estudió la solubilidad de los gases en líquidos y descubrió que la cantidad de gas que se disuelve en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial del gas en equilibrio con el líquido. Esta ley es fundamental para la comprensión de la química de los gases y se utiliza en la producción de bebidas carbonatadas y en la extracción de gases de petróleo y gas natural.

(b) Contribuciones a la química del agua: Henry también hizo importantes contribuciones a la química del agua, estudiando su composición y propiedades. Demostró que la cantidad de gases disueltos en el agua varía según la temperatura y la presión atmosférica, lo que tiene implicaciones en la vida acuática y en la potabilidad del agua.

(c) Investigaciones médicas: Henry también trabajó como médico en el Hospital de Manchester, donde trató a pacientes con enfermedades respiratorias. Sus investigaciones en esta área incluyeron el estudio de los gases en la respiración y la relación entre la respiración y la producción de calor en el cuerpo.

(d) Aportes a la química de los gases: Henry también realizó importantes contribuciones al estudio de la química de los gases, incluyendo la ley de la dilución de Dalton y el descubrimiento de la fórmula química del amoníaco.

Comunidad científica

William Henry vivió y trabajó en una época en la que la ciencia estaba experimentando un gran crecimiento y desarrollo, y se relacionó con muchos científicos notables de la época. Entre sus principales colaboradores se encontraban John Dalton, con quien trabajó en el análisis de gases y la ley de la dilución de Dalton, y James Prescott Joule, con quien colaboró en el estudio de la termodinámica y la mecánica.

En cuanto a oponentes, no se conocen detalles específicos de oponentes de Henry. Sin embargo, es posible que haya habido científicos que no estuvieran de acuerdo con sus ideas o que propusieran teorías diferentes. En general, Henry fue bien respetado por la comunidad científica de su tiempo, y en 1808 fue elegido miembro de la Royal Society de Londres, la institución científica más prestigiosa de Gran Bretaña. También fue nombrado miembro de la Royal Society of Edinburgh en 1824.

Muerte

William Henry murió en Manchester, Inglaterra, el 2 de septiembre de 1836, a la edad de 61 años. La causa exacta de su muerte no se conoce con certeza, aunque se cree que pudo haber sido a causa de una enfermedad respiratoria. Henry pasó gran parte de su carrera médica tratando a pacientes con enfermedades pulmonares y respiratorias, y se sabe que su propia salud se vio afectada por estas exposiciones repetidas a sustancias irritantes y tóxicas. Además, se sabe que sufrió de un problema respiratorio crónico durante los últimos años de su vida. A pesar de su muerte temprana, Henry dejó un legado duradero en la ciencia, y sus contribuciones a la química y la medicina siguen siendo reconocidas y estudiadas en la actualidad.

Reconocimientos

William Henry fue ampliamente reconocido y honrado en vida y póstumamente por su trabajo en la ciencia. A continuación, se describen algunos de los reconocimientos más destacados:

(a) Miembro de la Royal Society de Londres: en 1808, Henry fue elegido miembro de la Royal Society de Londres, la institución científica más prestigiosa de Gran Bretaña. Este reconocimiento fue un gran honor en su carrera científica y demostró el respeto y la admiración de sus colegas.

(b) Medalla Copley: En 1824, Henry fue galardonado con la Medalla Copley, el premio científico más antiguo del Reino Unido. Este premio se otorga por "logros en cualquier rama de la ciencia y por la promoción de la ciencia en sí misma", y Henry fue reconocido por sus investigaciones en la química del agua y los gases.

(c) Títulos honoríficos: En reconocimiento a sus contribuciones científicas, Henry recibió varios títulos honoríficos en su carrera, incluyendo el título de caballero en 1831.

(d) Legado duradero: El legado de Henry sigue siendo reconocido y estudiado en la actualidad, y su Ley de Henry sigue siendo una parte importante de la química de los gases. Además, la William Henry Street en Manchester fue nombrada en su honor.

En resumen, la comunidad científica de la época reconoció plenamente las contribuciones de William Henry a la ciencia, y sus logros fueron honrados con algunos de los premios y reconocimientos científicos más prestigiosos de su tiempo.

Importancia en nuestras vidas

El trabajo de William Henry ha tenido un impacto significativo en nuestra vida cotidiana a través de su trabajo en la química de los gases. Su Ley de Henry, que establece la relación entre la presión parcial de un gas y su solubilidad en un líquido, se utiliza en una variedad de aplicaciones prácticas en la vida cotidiana, incluyendo:

(a) Producción de bebidas carbonatadas: La Ley de Henry se utiliza en la producción de bebidas carbonatadas, como refrescos y cerveza, para controlar la cantidad de dióxido de carbono disuelto en la bebida y determinar su sabor y efervescencia.

(b) Anestesia: La Ley de Henry también se aplica en la medicina, particularmente en la anestesia. La cantidad de anestésico inhalado que un paciente recibe depende de la presión parcial del gas en su sistema respiratorio y de su solubilidad en la sangre.

(c) Control de la calidad del aire: La Ley de Henry se utiliza para medir la concentración de gases en el aire, lo que es importante para determinar la calidad del aire en espacios interiores y exteriores.

(d) Control de la presión en sistemas hidráulicos: La Ley de Henry también se utiliza en la ingeniería para controlar la presión en sistemas hidráulicos, lo que ayuda a garantizar un rendimiento seguro y eficiente.

En general, el trabajo de William Henry ha sido fundamental para comprender la química de los gases y ha permitido el desarrollo de tecnologías y procesos que utilizamos en nuestra vida cotidiana.

Que debemos aprender de el

William Henry es un ejemplo de perseverancia y dedicación a la ciencia, incluso en tiempos de adversidad y limitaciones. Su trabajo y contribuciones a la química de los gases son una muestra de cómo el enfoque y la pasión pueden impulsar el éxito a largo plazo.

La vida de William Henry nos enseña varias lecciones importantes. En primer lugar, su trabajo demuestra que la innovación científica y los avances significativos a menudo vienen después de muchos años de trabajo arduo y dedicación a una idea o campo en particular. Es importante recordar que los grandes logros no siempre se logran rápidamente y que pueden requerir mucho esfuerzo y paciencia.

En segundo lugar, la vida de William Henry nos muestra que incluso aquellos con limitaciones y obstáculos pueden lograr grandes cosas. Henry, que padecía una enfermedad de la piel que lo hacía vulnerable a las infecciones, logró superar estos obstáculos para hacer importantes contribuciones a la ciencia.

Por último, el impacto duradero del trabajo de Henry en nuestra vida cotidiana es una prueba del valor y la importancia de la ciencia en la sociedad. Nos inspira a seguir avanzando en la investigación y la innovación en todos los campos para abordar problemas importantes y mejorar la vida de las personas.

En resumen, la vida y obra de William Henry nos enseña que el trabajo duro, la perseverancia y la pasión pueden llevar a grandes logros, incluso en tiempos de limitaciones y obstáculos. Su trabajo ha tenido un impacto duradero en nuestra vida cotidiana y nos inspira a seguir explorando y haciendo avances en la ciencia.

2. Importancia de las disoluciones

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Cuando los riñones de Juan dejaron de funcionar, la colocaron en diálisis tres veces por semana.

2.1 La sangre como una mezcla

Cuando ingresa a la unidad de diálisis, su enfermera de diálisis, Amanda, le pregunta a Juan cómo se siente. Juan indica que se siente cansado hoy y tiene una hinchazón considerable alrededor de los tobillos. La enfermera de diálisis le informa a Juan que sus efectos secundarios se deben a la incapacidad de su cuerpo para regular la cantidad de agua en sus células. Ella explica que la cantidad de agua está regulada por la concentración de electrolitos en los fluidos corporales y la velocidad a la que se eliminan los productos de desecho de su cuerpo. Amanda explica que, aunque el agua es esencial para las numerosas reacciones químicas que se producen en el cuerpo, la cantidad de agua puede llegar a ser demasiado alta o baja debido a diversas enfermedades y condiciones (Timberlake, 2015).

Figura 2.1. La sangre es una disolución. Las cantidades de nutrientes y toxinas tienen propiedades emergentes al medio en que están inmersos, en este caso el plasma sanguíneo.

Debido a que los riñones de Juan ya no realizan la diálisis, no puede regular la cantidad de electrolitos o desechos en sus fluidos corporales. Como resultado, tiene un desequilibrio electrolítico y una acumulación de productos de desecho, por lo que su cuerpo retiene agua. Amanda luego explica que la máquina de diálisis hace el trabajo de sus riñones para reducir los altos niveles de electrolitos y productos de desecho.

Una enfermera de diálisis se especializa en ayudar a los pacientes con enfermedad renal sometidos a diálisis. Esto requiere controlar al paciente antes, durante y después de la diálisis por cualquier complicación, como una caída en la presión arterial o calambres. La enfermera de diálisis conecta al paciente a la unidad de diálisis a través de un catéter de diálisis que se inserta en el cuello o el pecho, que debe mantenerse limpio para evitar la infección. Una enfermera de diálisis debe tener un conocimiento considerable sobre cómo funciona la máquina de diálisis para garantizar que esté funcionando correctamente en todo momento (Timberlake, 2015).

2.2¿En dónde están las disoluciones y mezclas?

Las soluciones están en todas partes a nuestro alrededor. La mayoría de los gases, líquidos y sólidos que vemos son mezclas de al menos una sustancia disuelta en otra. Hay diferentes tipos de soluciones. El aire que respiramos es una solución, es decir, principalmente gases de oxígeno y nitrógeno. El gas de dióxido de carbono disuelto en agua produce bebidas carbonatadas. Cuando hacemos soluciones de café o té, usamos agua caliente para disolver las sustancias de los granos de café o las hojas de té. El océano también es una solución, que consiste en muchas sales como el cloruro de sodio disuelto en agua. En su botiquín, la tintura antiséptica de yodo es una solución de yodo disuelto en etanol (Timberlake, 2015).

2.3 Variación de la composición

Debido a que los componentes individuales en cualquier mezcla no están unidos entre sí, la cantidad relativa de esos componentes puede variar, concepto que llamamos concentración.

La variabilidad en la concentración de los componentes es otra propiedad importante de las mezclas. La concentración se refiere a la cantidad de un componente en relación con el volumen o la masa total de la mezcla. En las mezclas homogéneas, la concentración se puede medir fácilmente, mientras que, en las heterogéneas, la concentración varía en diferentes partes de la mezcla.

La variabilidad de la concentración de los componentes en una mezcla puede ser útil en diferentes aplicaciones. Por ejemplo, en la industria farmacéutica, la variabilidad de la concentración puede afectar la dosificación de los medicamentos, por lo que es importante garantizar una concentración uniforme en cada tableta o cápsula. En la industria alimentaria, la variabilidad de la concentración puede afectar el sabor y la calidad de los alimentos.

Es importante tener en cuenta que la variabilidad de la concentración de los componentes puede cambiar a medida que la mezcla se somete a diferentes condiciones, como cambios de temperatura o presión. Por lo tanto, es necesario medir la concentración en diferentes etapas del proceso para garantizar que la mezcla tenga una concentración uniforme y consistente.

2.4 La vista y otros sentidos

Las mezclas se definen a menudo por la vista porque es el sentido más fácil y directo para detectar la presencia de diferentes componentes en una mezcla. Por ejemplo, en una mezcla heterogénea, como una ensalada, se puede identificar visualmente los diferentes componentes, como las hojas de lechuga, los tomates y los trozos de queso.

Sin embargo, otros sentidos, como el olfato y el gusto, también pueden ser útiles para identificar las propiedades de una mezcla. Por ejemplo, en una mezcla homogénea, como una solución de sal en agua, no se puede ver la sal, pero se puede percibir su sabor salado. El sabor que asociamos con el café se debe a los componentes disueltos. En una solución, los componentes no se pueden distinguir uno del otro a la vista, pero si al olfato y al gusto. El jarabe es una solución de azúcar y agua: el azúcar no se puede distinguir del agua con los ojos, pero si con la lengua.

Además, otros métodos de análisis, como la espectroscopía y la cromatografía, permiten detectar la presencia de componentes en una mezcla que no son visibles al ojo humano. Estos métodos son útiles en la investigación científica y la industria, donde se necesitan mediciones precisas de la composición de las mezclas.

En resumen, aunque la vista es un sentido importante para identificar los componentes de una mezcla, otros sentidos y métodos de análisis también son útiles para obtener una comprensión completa de las propiedades de la mezcla.

2.5 Componentes de los fluidos corporales

Nuestros fluidos corporales contienen agua y sustancias disueltas como glucosa y urea y electrolitos como K⁺, Na⁺, Mg²⁺, CO₃^2- y HPO₄^-. Las cantidades adecuadas de cada una de estas sustancias disueltas y agua deben mantenerse en los fluidos corporales. Pequeños cambios en los niveles de electrolitos pueden alterar seriamente los procesos celulares y poner en peligro nuestra salud. Las soluciones se pueden describir por su concentración, que es la cantidad de soluto en una cantidad específica de esa solución.

Estas relaciones, se pueden dividir en relaciones porcentuales donde incluimos a las partes por millón y por billón y las relaciones no porcentuales donde encontramos la molaridad. Las soluciones también se diluyen agregando una cantidad específica de solvente a una solución. En los procesos de ósmosis y diálisis, el agua, los nutrientes esenciales y los productos de desecho entran y salen de las células del cuerpo. Los riñones utilizan ósmosis y diálisis para regular la cantidad de agua y electrolitos que se excretan.

2.6 Definición

Una mezcla es una combinación física de dos o más sustancias puras en la que cada sustancia conserva su propia identidad química, aun cuando, la mezcla como un todo pueda poseer propiedades emergentes provenientes de la interacción de los componentes de la mezcla. Los componentes de una mezcla conservan su identidad porque se mezclan físicamente en lugar de combinarse químicamente.

Figura 2.2. Clasificación de la materia. Las cantidades de nutrientes y toxinas tienen propiedades emergentes al medio en que están inmersos, en este caso el plasma sanguíneo.

Considere la posibilidad de una mezcla de pequeños cristales de sal de roca y arena ordinaria. Mezclar estas dos sustancias no cambia la sal ni la arena de ninguna manera. Las partículas de sal más grandes e incoloras se distinguen fácilmente de los gránulos de arena más pequeños, de color gris claro.

2.7 Separación

Una característica de cualquier mezcla es que sus componentes se pueden separar utilizando métodos físicos. En nuestra mezcla de sal y arena, los cristales de sal más grandes podrían ser, aunque muy tediosamente, "manualmente" de la arena. Un método de separación algo más fácil sería disolver la sal en agua, lo que dejaría atrás la arena no disuelta. La sal podría recuperarse por evaporación del agua. Una mezcla de azufre sólido (polvo amarillo) y ferrita de hierro. Se puede usar un imán para separar los componentes de esta mezcla. Otra característica de una mezcla es la composición variable. Se pueden hacer numerosas mezclas diferentes de sal y arena, con composiciones que varían desde una mezcla de arena ligeramente salada hasta una mezcla de sal ligeramente arenosa, variando las cantidades de los dos componentes.

3. Mezclas heterogéneas

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Las mezclas se subclasifican como heterogéneas u homogéneas. Esta subclasificación se basa en el reconocimiento visual de los componentes de la mezcla. Una mezcla heterogénea es una mezcla que contiene fases (partes) visiblemente diferentes, cada una de las cuales tiene propiedades diferentes.

Figura 3.1. Mezclas heterogéneas. (Izquierda) Una mezcla heterogénea entre sólidos. (Derecha) Una mezcla heterogénea entre líquidos. Tenga en cuenta, para líquidos y gases, que el más denso cae y el menos denso flota.

Una apariencia no uniforme es una característica de todas las mezclas heterogéneas. Los ejemplos incluyen galletas con chispas de chocolate y muffins de arándanos. Las mezclas heterogéneas que ocurren naturalmente incluyen rocas, suelos y madera.

3.1 Tipos de mezclas heterogéneas

Las mezclas heterogéneas pueden ser sólido a sólido; líquido a líquido; sólido a líquido; gas a líquido; pero nunca gas a gas. Las mezclas de sólido en sólido se caracterizan por carecer de suficiente energía para separarse espontáneamente, mientras que las demás mezclas heterogéneas si se pueden separarse espontáneamente en fases, separadas por una frontera claramente visible.

3.2 Fase de una mezcla heterogénea

Una fase es cualquier parte de una muestra que tiene una composición y propiedades uniformes. Por definición, una sustancia pura o una mezcla homogénea consiste en una sola fase. Una mezcla heterogénea consiste en dos o más fases. Cuando el aceite y el agua se combinan, no se mezclan uniformemente, sino que forman dos capas separadas. Cada una de las capas se llama fase.

En el ejemplo de la sopa de verduras, una fase sería la sopa líquida en sí misma. Esta fase tiene vitaminas, minerales y otros componentes disueltos en el agua. Esta fase sería homogénea. Las zanahorias, los guisantes, el maíz u otras verduras representan otras fases de la sopa. Las diversas verduras no se mezclan uniformemente en la sopa, sino que se distribuyen al azar.

3.3 Frontera entre fases o interfase

La interfase es la región donde se encuentran las dos o más fases de la mezcla heterogénea. Esta región se caracteriza por tener propiedades diferentes a las fases que la rodean.

Por ejemplo, en una mezcla heterogénea de agua y aceite, la interfase entre el agua y el aceite tiene propiedades diferentes a las del agua y el aceite. La interfase tiene una tensión superficial más alta que las fases que la rodean, lo que la hace visible como una línea que separa claramente las dos fases. Además, las propiedades químicas y físicas en la interfase pueden ser diferentes a las de las fases que la rodean, lo que la convierte en una zona importante para la comprensión y estudio de la mezcla heterogénea.

Es una región donde ocurren muchos procesos importantes que son de gran interés en la industria y la investigación.

Por ejemplo, el estudio de la interfase entre un líquido y un sólido es crucial para el desarrollo de materiales que tengan propiedades adhesivas, como los adhesivos utilizados en la industria automotriz y en la construcción. Además, la comprensión de la interfase es esencial en la tecnología de emulsiones, donde se forman mezclas estables de dos líquidos no miscibles, como agua y aceite.

También, en la tecnología de membranas, la interfase es crucial para el funcionamiento de las membranas semipermeables utilizadas en la separación de componentes en soluciones, como la purificación del agua. En resumen, el estudio de la interfase es fundamental para el desarrollo de tecnologías útiles en la industria y la investigación.

3.4 Algunos ejemplos.

(a) La mezcla heterogénea de arena y agua es una combinación común en las playas y ríos. La arena, que es un sólido granular, se mezcla con el agua, que es un líquido, y se pueden distinguir claramente dos fases diferentes. Además, la arena puede variar en tamaño y forma, lo que afecta a la capacidad de la mezcla para retener el agua y a su resistencia.

(b) La mezcla heterogénea de leche y cereal es un desayuno común en muchos hogares. El cereal, que es un sólido, se mezcla con la leche, que es un líquido, y se pueden distinguir claramente dos fases diferentes. Además, los cereales pueden variar en forma y tamaño, lo que afecta su capacidad para absorber la leche y cambiar la textura y sabor del desayuno.

(c) La mezcla heterogénea de tierra y agua es una combinación común en la naturaleza, especialmente en zonas pantanosas y fluviales. La tierra, que es un sólido, se mezcla con el agua, que es un líquido, y se pueden distinguir claramente dos fases diferentes. La cantidad y tipo de materia orgánica presente en la mezcla pueden afectar la fertilidad del suelo y la calidad del agua.

(d) Las mezclas heterogéneas de materiales de construcción, como el cemento, la arena y la grava, son importantes en la construcción de edificios y carreteras. La variabilidad en la proporción de los componentes y la granulometría de cada uno de ellos puede afectar la resistencia, durabilidad y apariencia de las estructuras construidas.

(e) Los suelos son una mezcla heterogénea de diferentes tipos de partículas, materia orgánica y agua, y son esenciales para la vida de las plantas. La composición y estructura del suelo influyen en la capacidad de las plantas para crecer y desarrollarse, así como en la calidad del agua y del aire.

(f) La combustión incompleta de combustibles puede dar lugar a la formación de smog visible sobre ciudades en valles rodeados de montañas. El smog es una mezcla heterogénea de gases y partículas, y su impacto en la salud humana y el medio ambiente es significativo. El estudio de la formación y composición del smog ha llevado al desarrollo de tecnologías para reducir su formación y mitigar sus efectos.

3.5 Importancia

La ciudad de Bogotá, Colombia, es conocida por su alta concentración de smog en el aire debido a su topografía particular y a la alta densidad de tráfico vehicular. Durante los meses más secos, el smog puede ser visible sobre la ciudad y puede tener efectos negativos en la salud de la población, especialmente en aquellos con enfermedades respiratorias preexistentes.

Figura 3.2. Capa de Smog en Bogotá DC, Colombia.

Los estudios sobre la composición del smog en Bogotá han llevado al desarrollo de políticas y tecnologías para reducir su formación y minimizar sus efectos en la salud y el medio ambiente. Algunas de estas medidas incluyen la promoción del uso del transporte público y de vehículos eléctricos, la implementación de zonas de baja emisión y la introducción de tecnologías de combustión más limpias en las industrias y hogares.

La lucha contra el smog en Bogotá es un ejemplo de cómo la comprensión de las mezclas heterogéneas y sus propiedades puede llevar a soluciones innovadoras para problemas complejos en el mundo real. La implementación de tecnologías más limpias y la reducción de emisiones de gases y partículas nocivas en el aire son esenciales para proteger la salud humana y el medio ambiente en las ciudades y en todo el mundo.

3.6 Efecto de la gravedad en una columna de gas

Las partículas de un gas se ven afectadas por la gravedad de manera significativa solo si la altura del contenedor es lo bastante grande.

Figura 3.3. Aunque normalmente se nos dice que los gases se expanden homogéneamente en un contenedor, esto no es cierto para contenedores de alturas elevadas frente a una fuente de gravedad que atrae las partículas, la atmosfera por lo tanto es heterogénea en su distribución, siendo más densa en el nivel del mar.

En estos casos, la densidad es mayor al nivel del mar que en la cúpula debido a que la gravedad provoca una caída de las partículas del gas, esto indica que los gases ejercen más presión en la base que en la cima, cuestión que se denomina, presión atmosférica.

3.7 Densidad, gravedad y autoorganización

La densidad se refiere a la cantidad de masa que hay en un determinado volumen de una sustancia o mezcla. En el caso de las mezclas heterogéneas, la densidad puede variar entre las diferentes fases o componentes de la mezcla. Por ejemplo, en una mezcla de agua y aceite, el agua es más densa que el aceite, por lo que tiende a separarse y formar dos capas distintas.

La gravedad también puede influir en la separación de las fases de una mezcla heterogénea. Cuando se mezclan dos o más sustancias, las diferentes fases pueden tener diferentes densidades y, por lo tanto, ser atraídas hacia la Tierra de manera diferente. Esto puede llevar a la separación de las fases de la mezcla. Por ejemplo, en una mezcla de arena y agua, la arena tiende a asentarse en el fondo debido a su mayor densidad y a la influencia de la gravedad.

Figura 3.4. Si dos o más líquidos no solubles entre si se mezclan, estos se separan autoorganizándose de forma tal que el más denso cae y el menos denso flota.

La autoorganización se refiere a la tendencia de las mezclas heterogéneas a formar patrones y estructuras complejas sin necesidad de una intervención externa. Este fenómeno se debe a las interacciones entre los diferentes componentes de la mezcla y puede ser observado en muchas situaciones, desde la formación de patrones en arenas movedizas hasta la aparición de patrones de convección en líquidos calentados de manera desigual. La autoorganización es un área de estudio en constante evolución en la física y la química de las mezclas heterogéneas, y su comprensión puede tener implicaciones importantes en campos como la ingeniería de materiales y la biología.

3.8 Cambios de temperatura y su efecto en el agua

El cambio de estado puede afectar a la densidad vía el cambio de volumen, por lo general a mayor temperatura mayor volumen, pero eso no es siempre cierto, el hielo que es agua sólida expande su volumen disminuyendo su densidad lo que le permite flotar en el agua, y por ende formando una mezcla heterogénea autoorganizada espontáneamente con propiedades emergentes especiales.

El hielo flotante forma un espejo bidireccional que refleja tanto el calor entrante como el calor saliente, lo cual implica que, el cuerpo de agua por debajo del espejo de hielo no disminuye su temperatura, manteniéndose líquida y estable. Esto protege a los seres vivos en los polos ya que el hielo refleja el calor interno de regreso al agua evitando que todo un lago o rio se congele, junto con los seres vivos que se encuentran allí.

Figura 3.5. Densidad del hielo y el agua y la vida en los polos. Los osos polares no podrían cazar, si no fuera por el hecho de que el agua se congela de arriba “el hielo formado se desplaza inmediatamente a la superficie” hacia abajo hasta un límite, pues una vez formada la lámina blanca, esta impide que el calor interno escape, permitiendo la vida debajo.

Ahora, si nos concentramos en el agua líquida, esta se expande con la temperatura, lo cual afecta las concentraciones, pues a mayor volumen del solvente, la concentración disminuye aun cuando las cantidades de sustancia sean las mismas, las unidades de concentración volumétricas como la molaridad y la normalidad son sensibles a estos cambios, por lo que los ejemplos que se dan en los textos se plantean a una temperatura estándar de 25ºC mientras que unidades de masa como la molalidad o el porcentaje en masa no son sensibles al cambio en el volumen del solvente.

Finalmente, el cambio a gas siempre disminuye la densidad, ya que los gases no tienen límite en su expansión excepto las fronteras de su contenedor.

4. Mezclas homogéneas o disoluciones

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También llamadas disoluciones son mezclas homogéneas de diferentes fases, lo cual implica que los miembros de la mezcla no pueden identificarse una vez se ha formado la solución y que no pueden separarse por métodos físicos sencillos como la decantación o la filtración normal. Por lo general tenemos solo dos especies químicas, a las que llamamos soluto y solvente.

4.1 Las soluciones están a nuestro alrededor

Las soluciones sólidas son el resultado de la disolución de un sólido en otro y se producen, por ejemplo, en aleaciones metálicas, donde su formación se rige y se describe mediante el diagrama de fases correspondiente. Las soluciones están por todas partes alrededor de nosotros. La mayoría de los gases, líquidos y ácidos que vemos son mezclas de al menos una sustancia disuelta en otra. Hay diferentes tipos de soluciones. El aire que respiramos es una solución, es decir, principalmente gases de oxígeno y nitrógeno. El dióxido de carbono gas disuelto en agua hace bebidas carbonatadas. Cuando hacemos soluciones de café o té, usamos agua caliente para disolver sustancias de granos de café o hojas de té. El océano es también una solución, que consiste en muchas sales como el cloruro de sodio disuelto en agua (YouTube). En su gabinete de medicina, la tintura antiséptica de yodo es una solución de yodo disuelto en etanol.

4.2 Soluto y solvente

La disolución de gases, líquidos o sólidos en un líquido u otro disolvente, es un proceso mediante el cual estos estados originales se convierten en solutos (componentes disueltos), formando una solución del gas, líquido o sólido en el disolvente original. Es implica que el solvente se define como el agente dispersante, cuyo estado de la materia es heredado por la solución, mientras que el soluto es la sustancia que aparenta desaparecer perdiendo su identidad, sin embargo, esta definición es arbitraria en disoluciones donde el soluto y el solvente poseen el mismo estado de la materia. Cuando los cristales de azúcar se disuelven en agua, la solución de azúcar resultante es líquida. El azúcar es el soluto, y el agua es el disolvente (YouTube). El agua de soda o gaseosa y los refrescos se preparan disolviendo gas dióxido de carbono en agua. El dióxido de carbono gas es el soluto, y el agua es el disolvente.

4.3 Cualidades de una solución

Debido a que los componentes individuales en cualquier mezcla no están unidos entre sí, la composición de estos componentes puede variar. Además, algunas de las propiedades físicas de los componentes individuales son todavía perceptibles. Por ejemplo, en el agua del océano, se detecta el cloruro de sodio disuelto por el sabor salado. El sabor que asociamos con el café se debe a los componentes disueltos. En una solución, los componentes no pueden distinguirse uno de otro. Jarabe es una solución de azúcar y agua: El azúcar no se puede distinguir del agua. Nuestros fluidos corporales contienen agua y sustancias disueltas como glucosa y urea y electrolitos como el ion potasio(1+), sodio(1+), cloruro(1-), magnesio(2+), trioxidocarbonato(1-)/ion bicarbonato y tetraoxidofosfato(2-)/ión carbonato. Deben mantenerse cantidades adecuadas de cada una de estas sustancias disueltas y agua en los fluidos corporales. Pequeños cambios en los niveles de electrolitos pueden alterar seriamente los procesos celulares y poner en peligro nuestra salud.

4.4 El solvente más común y la polaridad de las sustancias

El agua es uno de los solventes más comunes en la naturaleza. En la molécula de H₂O, un átomo de oxígeno comparte electrones con dos átomos de hidrógeno. Debido a que el oxígeno es mucho más electronegativo que el hidrógeno, los enlaces O-H son polares. En cada enlace polar, el átomo de oxígeno tiene una carga negativa parcial y el átomo de hidrógeno tiene una carga positiva parcial. Debido a que la forma de una molécula de agua está doblada, no lineal, sus dipolos no se anulan. Por lo tanto, el agua es un disolvente polar.

Fuerzas atractivas conocidas como enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno ocurren entre moléculas donde átomos de hidrógeno parcialmente positivos son atraídos a los átomos parcialmente negativos N, O o F. Aunque los enlaces de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes o iónicos, hay muchos de ellos que unen moléculas de agua entre sí. Los enlaces de hidrógeno son importantes en las propiedades de compuestos biológicos tales como proteínas, carbohidratos y ADN.

5. Introducción a las propiedades de las mezclas

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Cuando dos sustancias puras se mezclan, pueden aparecer nuevas propiedades que no poseen las sustancias por separado. Este fenómeno se explica a través del concepto de propiedad emergente.

Esta propiedad no puede ser atribuida a ninguna de las sustancias individuales, sino que emerge como resultado de la interacción entre ellas. Por ejemplo, cuando agregas sal a un bloque de hielo a unos dos grados bajo cero, el hielo comenzará a derretirse, aun cuando no sube la temperatura. Esto se debe a que una mezcla de agua y sal posee un punto de fusión más bajo que el agua, lo cual permite derretir hielo sin aumentar la temperatura.

Figura 5.1. En los países con nevadas muy fuertes, es más fácil salar la nieve que palearla para despejar un camino.

Las propiedades emergentes son el resultado de cambios en la estructura, la organización y la interacción de los componentes en la mezcla. Estas propiedades emergentes pueden ser físicas, químicas o biológicas, y pueden ser útiles en una amplia variedad de aplicaciones, como la fabricación de productos químicos, la producción de alimentos y la biotecnología.

En resumen, las propiedades emergentes que aparecen cuando se mezclan dos sustancias puras son el resultado de la interacción entre los componentes de la mezcla y no pueden ser atribuidas a ninguna de las sustancias individuales. Estas propiedades emergentes pueden ser útiles en muchas aplicaciones y pueden ser explotadas para obtener nuevas propiedades y características que no están presentes en las sustancias puras.

5.1 Conservación de la identidad química

Los componentes de una mezcla conservan su identidad porque se mezclan físicamente en lugar de combinarse químicamente. Considere la posibilidad de una mezcla de pequeños cristales de sal de roca y arena ordinaria. Mezclar estas dos sustancias no cambia la sal ni la arena de ninguna manera. Las partículas de sal más grandes e incoloras se distinguen fácilmente de los gránulos de arena más pequeños, de color gris claro.

5.2 Solvatación

La solvatación (o disolución) describe la interacción de 2 o más sustancias para formar una mezcla homogénea. Por cuestiones de complejidad matemática y complejidad del laboratorio, normalmente modelamos dos sustancias en una mezcla homogénea.

(a) La sustancia que condiciona el estado de la materia de la mezcla como un todo se la denomina el solvente,

(a) mientras que la sustancia que aparenta desaparecer en la mezcla homogénea la denominaremos, como el soluto.

Sin embargo, tenga en cuenta que estas definiciones no son del todo obligatorias.

5.3 Propiedades coligativas

En química, las propiedades coligativas son propiedades de soluciones que dependen de la relación entre la cantidad de partículas de soluto y la cantidad de moléculas solventes en una solución, y no de la naturaleza de las especies químicas presentes.

La relación numérica puede relacionarse con las diversas unidades para la concentración de soluciones. La suposición de que las propiedades de la solución son independientes de la naturaleza de las partículas de soluto es solo exacta para soluciones ideales, y es aproximada para soluciones reales diluidas. En otras palabras, las propiedades coligativas son un conjunto de propiedades de solución que pueden aproximarse razonablemente suponiendo que la solución es ideal.

Aquí solo consideramos las propiedades que resultan de la disolución del soluto no volátil en un solvente líquido volátil. Son esencialmente propiedades de los solventes que se modifican por la presencia del soluto. Las partículas de soluto desplazan algunas moléculas de solvente en la fase líquida y, por lo tanto, reducen la concentración de solvente, de modo que las propiedades coligativas son independientes de la naturaleza del soluto. La palabra coligativo se deriva del latín colligatus que significa ligado, y hace referencia a propiedades emergentes de la solución que no tiene el solvente o el soluto por sí solos.

La medición de las propiedades coligativas para una solución diluida de un soluto no ionizado como la urea o la glucosa en agua u otro disolvente puede conducir a determinaciones de masas molares relativas, tanto para moléculas pequeñas como para polímeros que no pueden estudiarse por otros medios. Alternativamente, las mediciones de solutos ionizados pueden llevar a una estimación del porcentaje de disociación que tiene lugar. Las propiedades colectivas se estudian principalmente para soluciones diluidas, cuyo comportamiento a menudo puede ser aproximado como el de una solución ideal.

5.4 Separabilidad

5.5 Propiedades de las soluciones

Las soluciones se pueden describir por su concentración, que es la cantidad de soluto en una cantidad específica de esa solución. Estas relaciones, que incluyen porcentajes masa a masa, masa a volumen, volumen a volumen, molaridad normalidad entre otros, los cuales pueden usarse para convertir entre la cantidad de un soluto y la cantidad de su solución. Las soluciones también se diluyen añadiendo una cantidad específica de disolvente a una solución. En los procesos de ósmosis y diálisis, el agua, los nutrientes esenciales y los productos de desecho entran y salen de las células del cuerpo. Los riñones utilizan osmosis y diálisis para regular la cantidad de agua y electrolitos que se excretan. Recuerde que, aunque el soluto determina muchas de las propiedades de la solución, también es importante su cantidad o concentración, por ejemplo, la coca que es una planta posee entre sus muchos solutos a la cocaína, los efectos tóxicos de esta solo se dan cuando se purifica y/o se consume en exceso, pero para tener una sobredosis de cocaína por hojas de coca se debería mascar alrededor de 4 toneladas de hojas de coca.

6. Importancia del modelo matemático

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La modelización matemática es una herramienta fundamental en el estudio de mezclas, disoluciones y propiedades coligativas, ya que permite describir y predecir el comportamiento de estas sustancias en diferentes condiciones. Los modelos matemáticos sencillos son particularmente importantes en este contexto, ya que permiten obtener una comprensión básica de los procesos involucrados sin requerir conocimientos especializados de matemáticas avanzadas.

Los modelos matemáticos sencillos se basan en ecuaciones que describen las relaciones entre las diferentes variables que afectan el comportamiento de una mezcla o disolución. Estas ecuaciones pueden ser lineales o no lineales, y pueden involucrar una o varias variables. Por ejemplo, la ley de Raoult es una ecuación lineal que describe cómo la presión de vapor de un líquido cambia cuando se agrega otro líquido a la mezcla. Otro ejemplo es la ecuación de Gibbs-Duhem, que relaciona las composiciones de los componentes en una mezcla.

La ventaja de los modelos matemáticos sencillos es que permiten entender los principios básicos que rigen el comportamiento de una mezcla o disolución sin necesidad de una comprensión profunda de las matemáticas avanzadas. Además, estos modelos pueden ser utilizados para hacer predicciones y diseñar procesos en una variedad de aplicaciones, incluyendo la ingeniería química, la producción de alimentos, la farmacología y la investigación ambiental. En resumen, los modelos matemáticos sencillos son una herramienta esencial para el estudio de las mezclas, disoluciones y propiedades coligativas, ya que permiten una comprensión básica de los procesos involucrados y pueden ser utilizados en una amplia variedad de aplicaciones prácticas.

6.1 Unidades de concentración en estado estático

Modelar matemáticamente el proceso de solubilidad para disoluciones idealizadas, por medio de las legendarias unidades de concentración. Entre las que podemos destacar: La fracción de masas (w_j), la concentración molar de una solución (c_j), la concentración normal de una solución (ε_j), o la fracción molar de una solución (χ_j). Tenga en cuenta que, tal como demuestra García-García (2021),

todas las unidades de concentración pueden ser interconvertibles entre sí siempre y cuando contemos con la información accesoria necesaria.

El problema radica en hallar o recordar los algoritmos para haced dichas conversiones, lo que hace de este capítulo un poco tedioso, pero es esencial para el cálculo y la comprensión de muchas propiedades de las soluciones.

6.2 Cambios de concentración no críticos

Los modelos matemáticos vistos inicialmente, se encuentran ligados a una ecuación que no cambia de estado. Sin embargo, las disoluciones pueden cambiar sus propiedades dependiendo de si se adiciona o se retira absoluto o se adiciona o se retira solvente.

Por ende, las ecuaciones de las unidades de concentración están sometidas a la misma variación de la ecuación de estado de los gases ideales.

Los parámetros como la concentración molar de una solución de una sustancia j pueden variar desde un estado inicial c_o a un estado final c.

6.3 Soluciones ideales

Inicialmente, estas ecuaciones también modelarán soluciones idealizadas en las cuales no hay puntos críticos de solubilidad. La idealización de las disoluciones se realiza bajo el presupuesto que la cantidad de soluto es muy baja con respecto al solvente y eso nos permite modelar muchas cosas de manera matemáticamente muy pero muy simple.

6.4 Cambios de concentración críticos

A medida que la cantidad de soluto aumenta una disolución deja de ser ideal. El único concepto que vamos a analizar matemáticamente cuando la disolución deja de ser ideal es el concepto de punto crítico de la solución o simplemente la solubilidad. En una disolución ideal nosotros asumimos que una cantidad arbitraria de solvente puede contener una cantidad infinita y arbitraria de soluto. Sin embargo, esto no es cierto.

En la realidad una cantidad determinada de solvente sólo puede contener ciertas cantidades de soluto bajo ciertas condiciones termodinámicas de temperatura y presión, Ya sea que estemos hablando de solutos sólidos o de solutos gaseosos, Y eso también dependerá de la naturaleza del solvente. Algunas soluciones que funcionan matemáticamente de manera idealizada nunca ocurren verdaderamente.

Tenga en cuenta que normalmente modelamos a la solubilidad como una concentración crítica, sobre la cual ya no ocurre mezcla homogénea. Por lo tanto, la unidad con la cual medimos a la solubilidad es cualquiera de las unidades de concentración.

6.5 Símbolos para modelos matemáticos

Como se mencionó anteriormente, podemos emplear el lenguaje de las ecuaciones químicas para poder crear un modelo de cómo ocurre una mezcla homogénea.

Para este propósito, deberemos introducir los conceptos de subíndices para estado de la materia o estado de solución: (s) Para sólidos puros, (l) Para líquidos puros, (g) para gases puros o en mezclas, (aq) Para disoluciones en agua.

El lector debe tener en cuenta que existen muchos tipos de solventes, aparte del agua. Y que algunas sustancias jamás podrán mezclarse en agua como los alcanos o los aceites. Sin embargo, por el momento sólo nos preocuparemos por modelar matemáticamente un soluto que se disuelve en agua. En este caso, el agua va a funcionar sólo como un catalizador.

La ecuación química no es demasiado compleja y establece que las moléculas del soluto i-ésimo Que se encuentran en su sólido cristalino puro al ser mezcladas en agua, se transforman en moléculas disueltas en agua o acuosas. Uno de los aspectos más importantes que será crucial posteriormente, es el hecho de que los números estequiométricos son iguales, A menos que el sólido cristalino esté en una forma de reactivo en exceso. En ese caso, el agua contenida es insuficiente para convertir todo el sólido cristalino en moléculas acuosas. Y, por lo tanto, va a quedar una cierta cantidad de reactivo en exceso todavía sólida, creando una mezcla heterogénea.

7. Tipos de soluciones en relación al solvente

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Las formas finales o estado de la materia de una disolución dependerán de su solvente. De esta manera podemos entender las siguientes categorías.

7.1 Soluciones gaseosas

Si el solvente es un gas, solo los gases se disuelven bajo un conjunto dado de condiciones. Un ejemplo de una solución gaseosa es el aire (oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que las interacciones entre las moléculas casi no desempeñan ningún papel, los gases diluidos forman siempre soluciones homogéneas.

7.2 Soluciones líquidas

Si el solvente es un líquido, entonces casi todos los gases, líquidos y sólidos pueden disolverse. Aquí hay unos ejemplos:

Gas en líquido:

Los gases pueden penetrar en los líquidos o formarse al interior de los líquidos. Las leyes de gobiernan el flujo de gases entre el líquido y su atmósfera de denominan leyes de Raoult. En general hay tres factores que regulan la cantidad de gas en líquido, el flujo que rompe la tensión de la superficie del líquido permitiendo una mayor entrada; la temperatura, pues a menor temperatura los gases tienden a caer y a ingresar al líquido; y la presión del propio gas sobre el líquido, a mayor presión de gas, más de dicho gas estará atrapado en el líquido. Lo anterior implica que una ca ntidad de líquido tiene un espacio limitado para contener un tipo de gas concreto, generándose relaciones de equilibrio.

Líquido en líquido:

La mezcla de dos o más sustancias de la misma química, pero diferentes concentraciones para formar una constante. Las bebidas alcohólicas son básicamente soluciones de etanol en agua. Los líquidos se pueden mezclar en cualquier proporción, siempre y cuando ambos sean solubles entre sí.

Sólido en líquido:

Si las partículas del sólido son pequeñas y químicamente compatibles se pueden diluir en un líquido. Por ejemplo, el agua puede solubilizar algunas sales y otras no, las sales no solubles deben esto a sus propiedades particulares, por lo que espontáneamente se separan en fases sólida y líquida. Aun con las sales solubles en agua tenemos límites de capacidad, igual que con los gases en líquidos, en este caso la variable importante es la temperatura, a mayor temperatura mayor solubilidad, pero existen excepciones. Por lo anterior una cantidad de agua solo tendrá una capacidad limitada para contener un sólido. Por lo general los sólidos con grupos orgánicos -OH, -O-, -COOH son muy solubles, mucho más que las sales aun cuando estas tengan oxígenos y tengan moléculas más pequeñas.

Cuando los sólidos aumentan mucho su tamaño se presentan mezclas líquidas que no son homogéneas como coloides, suspensiones, emulsiones que no se consideran soluciones.

Los fluidos corporales son ejemplos de soluciones líquidas complejas que contienen muchos solutos. Muchos de estos son electrolitos, ya que contienen iones solutos, como el potasio. Además, contienen moléculas de soluto como el azúcar y la urea. El oxígeno y el dióxido de carbono también son componentes esenciales de la química de la sangre, donde los cambios significativos en sus concentraciones pueden ser un signo de una enfermedad o lesión grave.

7.3 Soluciones solidas

Si el solvente es un sólido, entonces los gases, líquidos y sólidos pueden disolverse.

Gas en sólidos:

El hidrógeno se disuelve bastante bien en metales, especialmente en paladio; Esto se estudia como un medio de almacenamiento de hidrógeno.

Líquido en sólido

Mercurio en oro, formando una amalgama. Aquí hay que estar muy pendiente de la cantidad, ya que mucho mercurio provoca una disolución de oro en mercurio. El agua en sal sólida o azúcar, formando sólidos húmedos son ejemplos en los cuales el sólido se convierte en solvente solo porque su cantidad es mayor.

Sólido en sólido

Las aleaciones de metales y polímeros son ejemplos de mezclas de sólidos, por ejemplo, el carbono y el hierro para formar acero; o el cobre y el estaño para hacer bronce. Las soluciones líquidas son las que muestran con mayor facilidad el concepto de propiedad emergente, donde la mezcla como un todo posee propiedades independientes que no poseen ninguna de las sustancias por separado.

8. Introducción a las unidades de concentración

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La parte cualitativa de las disoluciones es relativamente simple, el problema viene a la hora de realizar los cálculos matemáticos, ya que allí no hay argumento de valga, el resultado es un número absoluto. En esta sección analizaremos las matemáticas de las unidades de concentración centrándonos en una técnica de análisis matemático que es el análisis algebraico-analítico.

8.1 La concentración

La cantidad de soluto disuelto en una cierta cantidad de solución se denomina concentración de la solución. Una de las mayores dificultades con la que el alumno de química se encuentra es que las definiciones de unidades de concentración se expresan en muchas variables diferentes, cada una con su propia definición.

El modo en que los químicos definen sus unidades de concentración tampoco es amable con el usuario, pues por tradición, se usan expresiones cualitativas, que no aíslan términos algebraicos fácilmente, y que, por ende, dificultan su tratamiento analítico.

Personalmente esta aproximación, aunque útil para la aplicación del método de factores de conversión, es limitante a la hora de resolver problemas de alta complejidad que requieren conversiones entre unidades de concentración. De allí que en nuestro curso definiremos las unidades de concentración a la manera de los físicos, es decir, algebraicamente, por medio de fórmulas.

8.2 Variables comunes en unidades de concentración

Antes de meternos con las unidades de concentración, deberemos pues comenzar definiendo las variables que nos encontraremos en las diversas ecuaciones y sus respectivas unidades. Las variables deberán representarse en letras cursivas levemente más grandes que sus respectivas unidades, las cuales se presentarán en letra normal.

Soluto, solvente y solución

Los solutos los definiremos por medio del subíndice (s) (a) o (i) para referir a la sustancia primaria que es el foco de nuestro interés o analito. Recuerde que el soluto es la sustancia que aparenta desaparecer o dispersarse en el solvente. Los solventes los definiremos por medio del subíndice (sle) (b) o (ii) para referir a la sustancia dispersante. Cuando el ejercicio hace referencia a la totalidad soluto más solvente hablamos emplearemos la variable sin marcas.

Unidades que ya hemos visto

En este tipo de problemas de lápiz y papel emplearemos muchas variables que ya hemos visto previamente, siendo estas: la masa (m); la cantidad de sustancia (n), el volumen (V), y la masa molar (M).

Propiedades aditivas

Las definiciones auxiliares generalmente están implícitas en los libros de texto, pero esto provoca muchos errores conceptuales a la hora de poder resolver problemas de lápiz y papel. Existen propiedades aditivas y no aditivas, las aditivas son aquellas cuyo total es la suma de sus componentes, y en ese caso podemos citar a la masa (m), y la cantidad de sustancia.

Propiedades no aditivas

La densidad total (ρ) solo se considerará aditiva para los gases, pero no las disoluciones líquidas, las cuales deberán calcular su densidad experimentalmente por medio de la definición de densidad total. En muchos problemas de lápiz y papel saber que ecuación auxiliar acoplar a una unidad de concentración general será la diferencia entre un proceso correcto e incorrecto de modelado matemático para la situación. El volumen total (V) es también un ejemplo de una propiedad no aditiva en las soluciones líquidas, pues un soluto puede expandir o contraer al solvente más allá de su propio volumen original.

Estados del sistema

En ocasiones debemos evaluar los cambios que sufre el sistema en torno a una serie de variables concretas, por ejemplo la concentración inicial y la concentración final. Por tradición emplearemos la marca cero como superíndice o como subíndice para indicar que un parámetro está en el estado inicial (c_o), en contraste, el estado final o de equilibrio no va marcado (c).

8.3 Unidades no específicas

Las unidades de concentración no específicas se caracterizan por qué no se requiere emplear datos de la tabla periódica, como los pesos atómicos, y por ende no se debe realizar conversiones entre moles y gramos.

8.4 Unidades específicas

Con las unidades de concentración específicas aparecen fenómenos químicos, muchas involucran la masa en moles o específica y la masa molar, por lo que deberemos acoplar fórmulas. En esta sección, las unidades más complejas son las que se asocian a los problemas de normalidad.

8.5 Fórmulas químicas vs fórmulas algebraicas

Hasta este punto hemos definido las unidades de concentración en su forma más compacta posible, pero en los libros de química y en las fuentes de internet estas no se encuentran así, sino como enunciados textuales. Hemos optado por diferir de esta tradición química debido a que, en ejercicios de mayor dificultad, las definiciones deben manipularse con álgebra, y las definiciones químicas serían engorrosas para poderlas manipular.

Tenga en cuenta que, en los ejercicios de las pruebas de estado, las unidades de concentración se definirán en su forma química, pero lo más conveniente es transformarlas en su forma algebraica para manipular las variables de manera más cómoda.

8.6 Unidades derivadas de concentración

Las unidades de concentración molar, normal, y molal generalmente se enuncian con unidades derivadas que impiden un correcto análisis dimensional, por ello en la actualidad se usan sus unidades dimensionales fundamentales, sin embargo, en textos antiguos aparecerán las unidades derivadas antiguas. Molar que se representa como M mayúscula No cursiva debe convertirse a mol/L; la normalidad que se representa como una N debe convertirse a eq/L, y la molalidad que se representa como una m debe convertirse a g/kg.

9. Fracción de masas

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Una fracción debe entenderse como una división o cociente entre dos cantidades físicas, en este caso de masas. Existen dos posibles fracciones a tener en cuenta:

(a) La fracción de masa soluto a solución (w_i) es una medida de la cantidad de soluto que se encuentra disuelto en una solución. Se define como la relación entre la masa del soluto y la masa total de la solución. Por lo general, se expresa como un porcentaje o una fracción decimal.

(b) La fracción de masa soluto a solvente (w_i,j) una medida de la concentración de una solución expresada en términos de la masa del soluto en relación con la masa del solvente. Se define como la masa del soluto dividida por la masa del solvente y se expresa como un porcentaje o fracción. La fracción de masa soluto a solvente es una medida comúnmente utilizada en química para expresar la concentración de una solución, especialmente cuando el solvente es líquido. Esta medida es importante en muchas aplicaciones, como en la preparación de soluciones y en la industria química y farmacéutica.

Es importante tener en cuenta que la fracción de masa soluto a solvente puede diferir de la fracción de masa soluto a solución, ya que esta última toma en cuenta tanto la masa del soluto como la del solvente. La elección de una u otra medida depende de la situación y el propósito específico de la solución en cuestión.

9.1 Forma porcentual

Si asumimos que el símbolo porcentual es equivalente a la notación científica 10^-2, entonces podemos inferir que 100 % = 1. Por ende, convertir una fracción a porcentaje es solo un cambio de representación, mas no un cambio en la identidad de un número, lo cual justificará no tener que usar símbolos diferentes para formas fraccionarias o porcentuales.

Sin embargo, es tradicional separar ambos por símbolos algebraicos diferentes, e incluso algunos ejemplos hechos en este mismo blog han seguido esa tradición antes de que nos percatáramos de este detalle.

9.2 Algebra vs aritmética

Los textos de química a menudo usan expresiones con palabras completas como "masa de soluto" o "volumen de solución" en lugar de ecuaciones verdaderas para las unidades de concentración porque esto hace que las expresiones sean más comprensibles y fáciles de entender para los estudiantes. Además, las palabras completas ayudan a los estudiantes a visualizar qué cantidades están siendo medidas y cómo se relacionan entre sí.

Por otro lado, usar símbolos o abreviaturas en las expresiones de las unidades de concentración puede llevar a confusiones y errores, especialmente si los estudiantes no tienen una comprensión completa de los símbolos utilizados. Además, algunos símbolos pueden ser confundidos con otros símbolos similares, lo que podría causar errores en los cálculos.

Sin embargo, en este texto nos oponemos firmemente a estos argumentos, pues bien, se puede aplicar lo mismo a física, y allí si somos capaces de conceptualizar símbolos. El problema radica en que usar expresiones largas complica la manipulación algebraica, y es menos elegante. A pesar de esto, plantearemos ambos tipos de definiciones.

Definiciones para la fracción de masas soluto a solución, siendo la izquierda la forma clásica o descriptiva, y la derecha la forma formal o algebraica.

Definiciones para la fracción de masas soluto a solvente, siendo la izquierda la forma clásica o descriptiva, y la derecha la forma formal o algebraica.

9.3 Símbolo de variable

Aunque tendemos a usarla en términos de un porcentaje, el significado original de esta unidad es el de una fracción simple, y recibe el nombre de fracción de masas, la cual puede adoptar símbolos como (w)(Y). Adoptaremos de aquí en adelante la simbología aconsejada por el libro dorado de la IUPAC (IUPAC, 2020) nombrando estas unidades como fracción de masas (w_i) y al porcentaje en masa lo nombraremos empleando la notación partes por cieno en masa (ppcw_i) o (%m_i), siendo partes por ciento en este caso.

9.4 Unidades

Dada la ecuación fundamental para la fracción de masas, podemos afirmar que es una unidad adimensional, pero su versión porcentual tendrá pseudo-unidades %, que, aunque formalmente también se considera adimensional, en la práctica funciona como una unidad que debe tomarse en cuenta durante el análisis dimensional.

Para facilitar las soluciones numéricas lo más conveniente es convertir implícitamente los porcentajes a fracciones dividiendo entre 100% para no usar el % como unidad en la fórmula, y solo emplearlo al expresar respuestas textuales.

9.5 Masa total

La masa total es una propiedad aditiva, y en un sistema de solo dos especies químicas (i = soluto, j = solvente) puede calcularse como:

9.6 Propiedades de la función fracción de masas

La función porcentaje en peso posee diversas variaciones o propiedades que deben tenerse en cuenta, ya que los ejercicios o situaciones donde solo debemos usar la definición fundamental son muy pocas.

Demostración: obtener algunas modificaciones a la fracción de masas para calcular, la fracción de masas con la masa de soluto y solvente, la fracción de masas total, la fracción de masas soluto a solución en términos de la fracción de masas soluto a solvente, la masa de soluto o de solvente en términos de la masa recíproca y la fracción de masas.

10. Partes por o concentración de trazas

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Una traza es una sustancia química cuya concentración (u otra medida de cantidad) es muy baja (una "cantidad traza"). La definición exacta depende del campo de estudio, sin embargo, dado nuestro contexto analizaremos solo el significado en química analítica. Un elemento traza es aquel cuya concentración promedio es inferior a 100 partes por millón (ppm) o inferior a 100 microgramos por gramo. Por tradición las concentraciones-traza se expresan en la notación partes por. En ciencia e ingeniería, la notación partes por es un conjunto de pseudounidades para describir pequeños valores de cantidades adimensionales diversas, como la fracción de masa w, la fracción de volumen ϕ o la concentración masa a volumen γ. Dado que estas fracciones son medidas de cantidad por cantidad, son números puros sin unidades de medida asociadas, aun cuando las primeras tienen pseudounidades asociadas como %.

No existe variable aconsejada ya que la IUPAC no reconoce la notación partes por como una unidad formal.

Notación ppyz, donde pp es partes por y es el nombre de la potencia (o su valor en la notación científica) y z la unidad de concentración afectada.

10.1 Potencias

Asimiento que estamos trabajando con las partes por de la fracción de masas, tendremos las siguientes definiciones para las potencias, que distinguiremos en definiciones no-ambiguas y definiciones ambiguas. Las definiciones no-ambiguas son las mismas en todos los idiomas, siendo: ppcw “partes por ciento en fracción de masa” cuya potencia es 10²; y ppmw “partes por millón en fracción de masa” cuya potencia es 10⁶.

Las definiciones ambiguas cambian con el idioma. Debido a la ambigüedad lingüística, la notación de concentración de trazas no hace parte del sistema internacional de unidades y medidas, pero es muy empleada en ciencias biológicas. Lo más conveniente, y aunque hiera nuestro orgullo lingüístico es asumir como correctas las definiciones inglesas, dado que la mayoría de la bibliografía científica se escribe en ese idioma: ppbw “partes por billón en fracción de masa” cuya potencia es 10⁹; y pptw “partes por trillón en fracción de masa” cuya potencia es 10¹².

10.2 Dimensiones

Otro problema con la concentración de traza, es que no especifica sobre que fracción adimensional se hace el cálculo, pudiendo hacerse con fracciones de masa w, fracciones de volumen ϕ, y concentración de masas γ. Para agregar más problemas a esta notación, es común que, por ejemplo, partes por ciento en fracción de volumen se exprese como ppcV y no como ppcϕ.

Tabla 10.1. Notación partes por para la fracción de masa, la fracción de volumen y la concentración masa a volumen.

10.3 Unidades

La concentración de traza se considera adimensional, pero dado que diferentes concentraciones de traza pueden tomar diferentes fracciones para definirse, se aconseja señalar las unidades base, por ejemplo, para una fracción de masas sería g/g, lo que la diferenciaría de una fracción de volúmenes ml/ml. Debido a que estamos haciendo inicialmente estos cálculos a través de la fracción de masas, a la notación de traza para esa fracción de agregaremos el símbolo de fracciones de masas. Por ejemplo, para partes por millón calculado a través de masa de soluto y masa de solvente la llamaremos ppmw.

11. Fracción de volumen

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Describe el volumen del soluto en volumen para exactamente 100 ml de solución. El nombre común es porcentaje volumen a volumen %V-V, pero la expresión porcentaje en volumen es de uso común en las pruebas de estado y libros de texto. En el cálculo del porcentaje en volumen, las unidades de volumen del soluto y de la solución deben ser las mismas. Si el volumen del soluto se da en L, entonces el volumen de la solución también debe ser L.

Símbolo de variable

Aunque tendemos a usarla en términos de un porcentaje, el significado original de esta unidad es el de una fracción simple, y recibe el nombre de fracción de volúmenes, la cual adopta el símbolo de f_i minúscula ϕ_i según el libro dorado de la IUPAC.

Como todas las fracciones, la fracción de volumen es adimensional, tanto en su forma pura como en su notación partes por.

11.1 Aditividad del volumen

El problema de la aditividad del volumen literalmente genera dos conjuntos de unidades de concentración, las de gases y las de disoluciones líquidas. Para gases el volumen si es aditivo, pero para disoluciones líquidas no. Esto debido a que los solutos pueden alterar los espacios moleculares entre las moléculas de solvente en disoluciones líquidas, mientras que en gases las interacciones entre soluto y solvente son casi inexistentes. Sin embargo, si la concentración del soluto es lo suficientemente baja, es posible aproximar la densidad de la solución a la densidad del agua, cosa que se hace mucho en mezclas ácido-base y equilibrio químico.

11.2¿Cómo trabajamos problemas que no ofrecen totales?

Posiblemente estas situaciones requieren conversiones de volumen y masa a través de la densidad, pero son conceptos que trabajaremos más cómodamente a través del concepto de conversiones de unidades.

11.3 Las conversiones de volúmenes cortos y volúmenes largos

Recuerde que, aunque las medidas cortas aceptadas son equivalentes “1 ml = 1 cm³”, las medidas largas no tienen esa equivalencia, y su relación real es “1 m³ = 1000 L”. Adicionalmente recuerde que para litros la usanza es que cuando esté solo se emplee su símbolo L, pero cuando está acompañado por un modificador decimal se expresa en minúscula como en mililitros ml.

12. Concentración masa a volumen

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Es una unidad compleja pues tiene las mismas unidades de la densidad en su forma pura, tradicionalmente se define como la masa del soluto entre el volumen de la solución multiplicado por 100.

12.1 Símbolo de variable

Aunque tendemos a usarla en términos de un porcentaje, el significado original de esta unidad es el de una fracción simple, y recibe el nombre de concentración de masa, la cual adopta el símbolo de gamma minúscula γ_i según el libro dorado de la IUPAC.

12.2 Unidades

Podemos afirmar que es una unidad dimensional, como se relaciona a la densidad, se expresa en unidades de densidad g/ml o kg/L, es decir cociente de unidades cortas o cociente de unidades largas, pero no se combinan, por lo que normalmente no se expresaría kg/ml o g/L. Otro detalle es que ambas unidades son mutuamente reemplazables (kg/L = g/mL). La versión porcentual es la que se hace molesta ya que debemos tener en cuenta la pseudo-unidad porcentual (%kg/L = %g/mL), para el análisis dimensional debemos tener en cuenta la presencia del porcentual y las unidades de densidad. Es común que algunos problemas mencionan expresiones como porcentaje masa a volumen % m-v dejando así implícito al lector la necesidad de presentar las unidades g/ml y de eliminar el %.

13. Concentración molar, molaridad

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Describe la cantidad de sustancia del soluto en moles para exactamente 1 L de solución.

El nombre verdadero de la molaridad es "concentración de cantidad de sustancia" porque se refiere a la cantidad de sustancia (medida en moles) disuelta en una unidad de volumen de solución. Sin embargo, a pesar de que el nombre es más descriptivo, no es utilizado tan frecuentemente como el término "molaridad". Esto se debe a que el nombre molaridad es más corto y más fácil de recordar que el nombre completo "concentración de cantidad de sustancia".

13.1 Símbolo de variable

Su nombre verdadero es la concentración de cantidad de sustancia, debido a que es una medida de la dispersión volumétrica de la cantidad de sustancia. Su simbología varía mucho a lo largo de la bibliografía, en especial porque puede llegar a confundirse con la concentración de masa con la que está estrechamente relacionada. A partir de la presente edición de este curso de química asumiremos la simbología aconsejada y por el libro dorado de la IUPAC, la cual tiene dos acepciones.

(a) La variable concentración de cantidad de sustancia se denotará con la variable c_i.

(b) En situaciones de equilibrio donde se analizan muchas concentraciones, la repetición de la variable c_i se hace molesta, por lo que se emplea la notación corchete [i].

13.2 Unidades

Podemos afirmar que es una unidad dimensional con unidades de cantidad de sustancia sobre volumen. La cantidad de sustancia se mide de manera estándar con el mol, sin embargo, el volumen aquí siempre se ajusta a 1 L o 1 dm³. Hay que tener en cuenta que la literatura antigua, y algunas modernas emplean una unidad derivada para resumir las unidades mol/L y es por medio de la expresión molar (M), sin embargo, actualmente se desaconseja emplear dicha unidad debido a que presenta dos inconvenientes:

(a) Tiende a confundirse con el símbolo para la variable m asa molar, variable que interacciona rutinariamente con esta unidad de concentración, lo que origina problemas de álgebra.

(b) La unidad derivada molar no sirve para hacer análisis dimensional.

Por lo anterior, cada vez que encuentre un enunciado que emplea la unidad molar (M) que se reconoce por estar a la izquierda de un valor, reemplácela por la expresión mol/L.

13.3 Fórmula auxiliar

El mayor inconveniente con la definición fundamental de la concentración molar o concentración de cantidad de sustancia es que no existen balanzas para cantidades de sustancia, lo que existe son balanzas para masas, de allí la imperiosa necesidad de aprender a expresar la cantidad de sustancia en masa de sustancia. Para hacer esto, necesitaremos una definición que relaciona la masa y la cantidad de sustancia, y resulta que dicha definición la vimos en capítulos anteriores.

Demostración: obtener una fórmula para calcular la concentración molar mol/L en términos de la masa de una sustancia de fórmula molecular o masa molar conocida.

14. Concentración normal o normalidad

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La concentración normal o concentración de equivalentes (eq) se define como el número de equivalentes por cada litro de solución y sus unidades son eq/L.

Su nombre verdadero es la concentración de equivalentes, debido a que es una medida de la dispersión volumétrica de la cantidad de equivalentes. Su simbología varía mucho a lo largo de la bibliografía, en especial porque tradicionalmente su símbolo de variable y su símbolo de unidad derivada son iguales, e iguales al símbolo de número de partículas (N) es confuso, o como dirían los historiadores de la ciencia, una infelicidad derivada del devenir histórico de la investigación científica, y también que los químicos no se ponen de acuerdo con facilidad.

A demás no existe entrada para la concentración equivalente en el libro dorado de la IUPAC debido a que es una unidad que trata de dejarse excluida o en desuso, sin embargo, algunas ramas de la medicina aun la emplean rutinariamente especialmente en la forma de miliequivalentes sobre litro.

14.1 El equivalente

La pregunta que debemos hacernos es ¿Qué es un equivalente? Y mucho más importante ¿Cómo podemos relacionar los equivalentes con las cargas relativas (z) y el número de átomos en un sistema (N_i)? Aunque el libro de oro de la IUPAC no tiene entrada para la concentración equivalente, si tiene entrada para equivalente, la cual literalmente se traduce de la siguiente forma.

“Entidad equivalente: Entidad correspondiente a la transferencia de un ion H+ en una reacción de neutralización, de un electrón en una reacción redox, o de una magnitud de carga igual a 1 en iones. Ejemplos: 1/2H2SO4, 1/5KMnO4, 1/3Fe³⁺” (IUPAC, 2020)

Sin embargo, nosotros tendremos 2 interpretaciones del equivalente. Por un lado, un equivalente será igual a una constante de carga relativa para exactamente un mol de sustancia. También podemos interpretar al equivalente como igual a la carga de Faraday 96485 culombios. Tengan en cuenta que en este contexto diferenciamos la carga de Faraday, de la constante de Faraday, que tiene el mismo valor, pero sus unidades serán culombios sobre mol.

Por otro lado, al igual que sucede con la masa en que existen dos variables de masa, una llamada masa (m) y otra masa molar (M), para los equivalentes, también tendremos dos variables, una el número de equivalentes (e) medida en eq y la otra el equivalente molar (em) medida en eq/mol. Ahondaremos en estos conceptos posteriormente.

14.2 Símbolo de variable de la normalidad

En base a esto propondremos como símbolo de variable ε_i, que debe leerse como concentración equivalente, y e_i como símbolo de entidad equivalente medida precisamente en equivalentes.

Por lo tanto, las unidades de la concentración equivalente serán eq/L. En textos antiguos eq/L tiende a expresarse con una unidad derivada llamada normal, de símbolo N, pero no se aconseja usar esta unidad derivada por dos razones:

(a) Tiende a confundirse con el símbolo para la variable número de partículas (N_i) o con el número de Avogadro (N_A).

(b) La unidad derivada normal no sirve para hacer análisis dimensional.

Por lo anterior, cada vez que encuentre un enunciado que emplea la unidad normal N que se reconoce por estar a la izquierda de un valor, reemplácela por la expresión eq/L.

14.3 Uso médico de la concentración normal

Los fluidos corporales contienen una mezcla de electrolitos (YouTube), tales como Na⁺, Cl^-, K⁺ y Ca²⁺. Medimos cada ion individual en términos de un equivalente (eq) o 2 eq para el calcio debido a que tiene dos cargas iónicas. En cualquier solución, la carga de los iones positivos es siempre equilibrada por la carga de los iones negativos. Las concentraciones de electrolitos en líquidos intravenosos se expresan en miliequivalentes por litro (meq/L) o mN “denominado milinormal”; 1 eq = 1000 meq. Por ejemplo, una solución que contiene 25 meq / L de Na⁺ y 4 meq / L de K⁺ tiene una carga positiva total de 29 meq / L. Si Cl^- es el único anión, su concentración debe ser 29 meq / L.

Básicamente la concentración normal se usa para soluciones de mezclas de más de un soluto, donde la propiedad que nos interesa, la carga, y todas las que de esta se desprendan como la presión osmótica y el potencial eléctrico dependen de la acción conjunta de todos los iones simultáneamente. En este caso los equivalentes ayudan a modelar muchos iones como si fueran una misma cosa, ya que la propiedad a analizar es homogénea a todos los iones presentes, especialmente en los sistemas vivos.

Los electrolitos en el cuerpo juegan un papel importante en el mantenimiento de la función adecuada de las células y órganos en el cuerpo. Típicamente, los electrolitos sodio, potasio, cloruro y bicarbonato se miden en un análisis de sangre. Los iones sodio regulan el contenido de agua en el cuerpo y son importantes en llevar impulsos eléctricos a través del sistema nervioso. Los iones de potasio también están implicados en la transmisión de impulsos eléctricos y juegan un papel en el mantenimiento de un latido cardíaco regular. Los iones cloruro equilibran las cargas de los iones positivos y también controlan el equilibrio de los fluidos en el cuerpo. El bicarbonato es importante para mantener el pH adecuado de la sangre. A veces, cuando el vómito, la diarrea, o si la sudoración es excesiva, las concentraciones de ciertos electrolitos pueden disminuir. Luego se pueden administrar fluidos como Pedialyte para volver los niveles de electrolitos a la normalidad, y probablemente de allí se desprenda el nombre de la unidad de la concentración equivalente, normal.

15. Como calcular el equivalente y la normalidad

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La concentración equivalente es posiblemente la unidad de concentración más difícil de manipular por el hecho de que los enunciados rara vez nos van a dar los valores directos del número de equivalentes. En otras palabras, debemos poder calcular el número de equivalentes a partir de otras magnitudes físicas dadas en un enunciado, como por ejemplo la masa o la cantidad de sustancia.

15.1 Como calcular el equivalente

Para resolver este problema emplearemos la definición de equivalente molar, que es el número de equivalentes sobre cantidad de sustancia o cantidad de reacción eq/mol.

Esto se debe a que en algunos contextos la normalidad se debe calcular para la reacción completa, en lugar de para una sustancia concreta, siendo una de las causas más frecuentes por las que los ejercicios de lápiz y papel no dan.

15.2 Como calcular el equivalente molar

Por lo tanto, el problema ahora se traslada a encontrar el equivalente molar, pero es mucho más fácil porque, al igual que la masa molar, el equivalente molar es una constante de proporcionalidad que dependerá de la identidad de la sustancia y del tipo de ecuación química en la que esté insertada la sustancia.

Adicionalmente, el equivalente molar es una magnitud que sólo existe para ecuaciones químicas o para entidades con cargas eléctricas relativas, como los iones, en una reacción de ionización o como los electrones en reacciones de óxido-reducción.

Equivalente molar de un ion aislado

Para exactamente un mol de cualquier ion aislado, su equivalente molar es igual al valor absoluto de su número de carga expresado en equivalente sobre mol.

En este caso eq/mol, va a funcionar como una constante unitaria, homologa a la constante de masa molar, que también es 1 g/mol. En consecuencia, simbolizaremos la constante de equivalente molar como em_u = 1 eq/mol.

Sustancia ionizable

Para una sustancia ionizable en una ecuación química el equivalente molar va a ser igual al radio estequiométrico de la ionización multiplicado por el equivalente molar del ion. Dado que el número estequiométrico de la sustancia ionizable se asume como 1, la expresión se simplifica a:

Para la reacción

Para la reacción deberemos calcular el número total de electrones que fluye desde la semirreacción de oxidación a la de reducción, al multiplicar dicho número por la constante de equivalente molar, obtendremos el equivalente molar de la reacción.

El cálculo del número de electrones lo puede encontrar en el capítulo sobre la conservación de la masa y la carga.

15.3 Como calcular la normalidad

Dado lo inútil de la definición fundamental de concentración equivalente, debemos reformularla para poder resolver ejercicios más realistas.

Demostración: con la definición de equivalente molar, obtenga dos fórmulas para calcular la concentración equivalente o normal de una sustancia ionizable, y de una reacción redox.

16. Aspectos históricos de la normalidad y la equivalencia

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La concentración normal es compleja debido a que es el producto de capas y capas de historia de la química que normalmente no se organizan de manera coherente debido al peso de la tradición, muchas veces la escusa es que: es lo tradicional, es lo universalmente aceptado; lo que afecta la coherencia de estos conceptos e invariantemente provoca complicaciones para analizar escenarios reales o de lápiz y papel.

16.1 La electricidad también es química

Esa unidad de concentración nos recuerda que la electricidad también es química. Y que el concepto de cantidad de sustancia está estrechamente vinculado al concepto de carga de Faraday, o constante de Faraday.

En los capítulos introductorios de la materia nos dimos cuenta de que el agua es la medida de toda la química y que sólo hasta que los químicos estuvieron de acuerdo de que la fórmula molecular del agua es (H₂O) fue que la química moderna comenzó a desarrollarse realmente.

Adicionalmente, debemos recordar que el agua siempre estuvo vinculada al experimento de Cavendish, es decir, a la electrolisis del agua por una corriente eléctrica para formar hidrógeno y oxígeno gaseosos.

La carga de Faraday

Esta definición entró en vigor en 2019, y solo pudo haber sido accesible para los químicos después de 1911 cuando se definió la constante de Avogadro, por lo que es evidente que la constante de Faraday fue definida originalmente por una ruta diferente. Aunque las fuentes no son muy claras, lo más sencillo es inferir que Michael Faraday empleó la electrólisis del agua hasta completar 1 g de hidrógeno y 8 g de oxígeno. Observe que para 1 mol de avance de reacción la masa de hidrógeno total es de 4.04 g, por lo que usar la masa de 1 g implicaría que la carga necesaria es de dos faraday o 2 x 96485 C, posteriormente al hacer la electrólisis para otras reacciones obtendría múltiplos de 96485 C. La unidad C/mol es un agregado moderno, recuerde que la unidad mol no existía en época de Faraday, lo más cercano era el molécula-gramo. (Laing, 1996).

La constante de Faraday

Para la reacción química: 2H₂O → O₂ + 2H₂ la carga necesaria para mover la reacción completa de 2 mol de agua fue de 4 faradays, en consecuencia, para 1 mol de agua estándar la carga es de 2 faraday sobre mol.

Cuando se aplicó la misma carga a otras reacciones químicas simples, se dio cuenta que las cantidades de sustancia obtenidas siempre eran iguales a sus correspondientes números estequiométricos, o a múltiplos de estos.

Actualmente sabemos que esto se debe a que el equivalente químico corporizado por la constante de Faraday no es mas que la representación macroscópica de la carga del electrón y la cantidad de electrones que fluye en una reacción química redox. Si regresamos al agua, 2 mol de agua requiere de 4 faraday de carga del mismo modo que 2 moléculas de agua requieren de 4 electrones de carga para ionizarse. De lo anterior se desprende que la carga de Faraday y la carga del electrón que fluye están vinculados por una constante que conecta el mudo micro con el macro, la constante de Avogadro.

De hecho, un solo protón tiene una carga igual a la constante de carga elemental y un solo electrón tiene una carga igual al negativo de dicha carga elemental. Y dado que un equivalente equivale a la carga de una mol de protones, electrones o equivalentes, podemos decir que el valor de dicha carga no es otra que la carga de Faraday.

16.2¿Qué tiene de normal la concentración equivalente?

El término "normalidad" se deriva del antiguo término alemán para concentración equivalente (die Äquivalentkonzentration), es decir, el Normalität, que fue acuñado por Karl Friedrich Mohr. Según (Wilhelm, 1989), Mohr introdujo el concepto de solución normal y normalidad (como se conoce en el mundo moderno) en la primera edición de su Lehrbuch der chemisch-analytischen Titrirmethode (Mohr, 1855). El prefacio contenía las siguientes definiciones, entre otras:

La temperatura normal de los líquidos es 14 °R = 17.5 °C. Fluido normal significa una solución que contiene 1 átomo de sustancia, expresada en gramos, en 1 litro. Líquido normal Zehend significa una solución que contiene 1/10 átomo de sustancia, expresada en gramos, a 1 litro o que actúa con 1/10 átomo de un cuerpo contenido (por ejemplo, oxígeno). El libro también enumera numerosas definiciones "normales" para el punto de vista de Mohr, y dado que el básicamente inventó el análisis cuantitativo estandarizado y propuso numerosas herramientas y técnicas analíticas, se acuñó, más aún porque la ciencia más avanzada de su tiempo era alemana, y todos los demás se copiaron. Entre estas definiciones hay:

Normalwägung - pesaje estándar [procedimiento]; Normalbürette - bureta estándar (un tubo de vidrio de 500 mm de largo, 13.5 mm de diámetro interno, contiene 60 cm3 de líquido dividido en cinco partes, cada cm³ tiene 7 mm de largo); Normale Stärke - fuerza de una solución normal de ácido / base; Normalsäure y Normalnatron: soluciones estándar / normales de ácido y base que, curiosamente, Mohr sugirió etiquetar con los trozos de papel rojo y azul, respectivamente; Normalkleesäure, Normalsalpetersäure, Normalchlorbaryum, etc. - soluciones normales de oxálico, ácido nítrico y cloruro de bario (II), etc.

Al mismo tiempo, se usó la normalidad para describir la relación normal entre la estequiometría de los elementos (especialmente C, O, N) y el número de equivalentes encontrados en compuestos complejos como proteínas o fármacos (Zeising, 1856). Así pues, la concentración equivalente era lo normal en esa época, ya que los pesos normales eran los pesos equivalentes; pero actualmente los pesos normales son las masas molares, y la concentración normal es realmente la contracción de cantidad de sustancia.

17. Otras unidades asociadas a la concentración normal o equivalente

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Aparte del número de equivalentes y el equivalente molar, históricamente, la concentración equivalente o concentración normal has estado vinculada a otras magnitudes físicas. Las más notables son el factor equivalente y el peso equivalente.

17.1 Factor equivalente

El factor equivalente se define como el inverso del equivalente molar, es decir, los moles de sustancia por cada equivalente en carga.

Como tal, puede ser calculado con la misma información de un equivalente molar, solo que, invirtiendo los datos, o sacando el inverso del equivalente molar.

Adicionalmente, el factor equivalente generalmente es sinónimo de peso equivalente en fuentes como la tabla 10-6 de la química de Matamala y Gonzalez (1976), pero eso no es necesariamente cierto, pues el factor equivalente se define con moles y no con gramos. Sin embargo, al convertir cantidad de sustancia a masa sí obtendremos el peso equivalente.

17.2 Peso equivalente

El peso equivalente gramo “masa equivalente en nuestra terminología moderna” Ew fue un concepto creado antes de la definición de las masas molares, y dicho concepto estaba imbuido en él.

Tal como se define, el peso equivalente gramo tiene unidades de g/eq, por lo que podemos demostrar sus unidades del siguiente modo.

Demostración. Defina peso equivalente en términos del equivalente molar y el factor equivalente.

El libro dorado de la IUPAC no tiene un símbolo estandarizado para esta variable. De esta manera podemos calcular deductivamente el peso equivalente gramo a partir de la masa molar y el equivalente molar.

17.3 Historia del peso equivalente

Los primeros pesos equivalentes fueron publicados para ácidos y bases por Carl Friedrich Wenzel (Wenzel, 1777). Jeremias Benjamin Richter preparó un conjunto más grande de tablas, posiblemente de forma independiente, a partir de 1792 (Richter, 1792). Sin embargo, ni Wenzel ni Richter había un solo punto de referencia para sus tablas, por lo que tuvieron que publicar tablas separadas para cada par de ácido y base.

La primera tabla de pesos atómicos de John Dalton (1808) sugirió un punto de referencia, al menos para los elementos: tomar el peso equivalente de hidrógeno como una unidad de masa (Dalton, 2010). Sin embargo, la teoría atómica de Dalton estaba lejos de ser universalmente aceptada a principios del siglo XIX. Uno de los mayores problemas fue la reacción del hidrógeno con el oxígeno para producir agua.

Un gramo de hidrógeno reacciona con ocho gramos de oxígeno para producir nueve gramos de agua (Ver La teoría atómica de Dalton), por lo que el peso equivalente de oxígeno se definió como ocho gramos. Como Dalton suponía (incorrectamente) que una molécula de agua consistía en un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno, esto implicaría un peso atómico de oxígeno igual a ocho. Sin embargo, expresando la reacción en términos de volúmenes de gas siguiendo la ley de Gay-Lussac de combinar volúmenes de gas, dos volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen de oxígeno para producir dos volúmenes de agua, lo que sugiere (correctamente) que el peso atómico del oxígeno es dieciséis. El trabajo de Charles Frédéric Gerhardt (1816-1856), Henri Victor Regnault (1810-1878) y Stanislao Cannizzaro (1826-1910) ayudó a racionalizar esta y muchas paradojas similares, pero el problema seguía siendo el tema de debate en el Congreso de Karlsruhe (Wurtz, 1860).

Sin embargo, todas las magnitudes equivalentes que hemos establecido hasta este momento están vinculadas a la sustancia, mientras que los pesos equivalentes históricos están vinculados a los elementos. Para obtener las magnitudes equivalentes de los elementos, deberemos emplear Eq 17.4, donde z_ion es el estado de oxidación de cada elemento en lugar de la carga real del ion.

A pesar de que ya estamos cerca, estos valores aún no son los pesos equivalentes históricos, pues los pesos equivalentes históricos estaban dados en valores a dimensionales o relativos al hidrógeno. Por ende, podemos concluir que el peso equivalente histórico es el radio de pesos equivalentes, donde el denominador siempre es hidrógeno.

Ejemplo. Determine el peso equivalente del hidrógeno y el oxígeno en el agua.

Sin embargo, muchos químicos encontraron que los pesos equivalentes son una herramienta útil sin tener que contar con las hipótesis atómicas, que en su época eran muchas. Los pesos equivalentes fueron una generalización útil de la ley de proporciones definidas de Joseph Proust (1794) que permitió que la química se convirtiera en una ciencia cuantitativa. El químico francés Jean-Baptiste Dumas (1800–84) se convirtió en uno de los oponentes más influyentes de la teoría atómica, después de haberla abrazado anteriormente en su carrera, pero era un firme defensor de pesos equivalentes.

Los pesos equivalentes no estaban exentos de problemas propios. Para empezar, la escala basada en hidrógeno no era particularmente práctica, ya que la mayoría de los elementos no reaccionan directamente con el hidrógeno para formar compuestos simples. Sin embargo, un gramo de hidrógeno reacciona con 8 gramos de oxígeno para dar agua o con 35.5 gramos de cloro para dar cloruro de hidrógeno: por lo tanto, 8 gramos de oxígeno y 35.5 gramos de cloro pueden considerarse equivalentes a un gramo de hidrógeno para la medición de pesos equivalentes. Este sistema puede extenderse aún más a través de diferentes ácidos y bases (Administration du grand dictionnaire universel, 1866).

Mucho más grave fue el problema de los elementos que forman más de un óxido o serie de sales, que tienen (en la terminología actual) diferentes estados de oxidación. El cobre reaccionará con el oxígeno para formar óxido cuproso rojo ladrillo (óxido de cobre (I), con 63.5 g de cobre por 8 g de oxígeno) u óxido cúprico negro (óxido de cobre (II), con 31.7 g de cobre por 8 g de oxígeno)

Por lo que tiene dos pesos equivalentes. Los partidarios de los pesos atómicos podrían recurrir a la ley Dulong-Petit (1819), que relaciona el peso atómico de un elemento sólido con su capacidad calorífica específica, para llegar a un conjunto único y sin ambigüedades de pesos atómicos (Administration du grand dictionnaire universel, 1866). La mayoría de los partidarios de los pesos equivalentes, que eran la gran mayoría de los químicos antes de 1860, simplemente ignoraron el hecho inconveniente de que la mayoría de los elementos exhibían múltiples pesos equivalentes. En cambio, estos químicos se habían establecido en una lista de lo que universalmente se llamaban "equivalentes" (H = 1, O = 8, C = 6, S = 16, Cl = 35.5, Na = 23, Ca = 20, y así sucesivamente).

Sin embargo, estos "equivalentes" del siglo XIX no eran equivalentes en el sentido original o moderno del término. Como representaban números adimensionales que para cualquier elemento dado eran únicos e inmutables, en realidad eran simplemente un conjunto alternativo de pesos atómicos, en el que los elementos de valencia uniforme tienen pesos atómicos la mitad de los valores modernos. Este hecho no fue reconocido hasta mucho más tarde (Rocke, 1984).

El golpe final de muerte para el uso de pesos equivalentes para los elementos fue la presentación de Dmitri Mendeleev de su tabla periódica en 1869, en la que relacionó las propiedades químicas de los elementos con el orden aproximado de sus pesos atómicos. Sin embargo, se siguieron utilizando pesos equivalentes para muchos compuestos durante otros cien años, particularmente en química analítica. Los pesos equivalentes de los reactivos comunes podrían tabularse, simplificando los cálculos analíticos en los días previos a la disponibilidad generalizada de calculadoras electrónicas: tales tablas eran comunes en los libros de texto de química analítica.

Históricamente, los pesos equivalentes de los elementos a menudo se determinaron estudiando sus reacciones con el oxígeno, el cual tendría el estándar de 8 g/eq. Por ejemplo, 50 g de zinc reaccionarán con el oxígeno para producir 62.24 g de óxido de zinc, lo que implica que el zinc ha reaccionado con 12.24 g de oxígeno (de la Ley de conservación de la masa): el peso equivalente de zinc es la masa que reaccionar con ocho gramos de oxígeno, por lo tanto 50 g × 8 g / 12.24 g = 32.7 g.

El uso de pesos equivalentes en química general ha sido reemplazado en gran medida por el uso de masas molares, aunque estos términos se encuentran vinculados, y como hemos visto, es posible obtener los históricos pesos equivalentes por medio de los equivalentes molares (o factores equivalentes) y las masas molares.

17.4 Relación con la normalidad

El factor equivalente y el peso equivalente son magnitudes históricas que se usan rara vez en la química moderna. Sin embargo, el problema radica en que la mayoría de las definiciones de la concentración normal para uso práctico convocan estas dos magnitudes. Así que procederemos a demostrar por qué funcionan estas otras definiciones de la concentración equivalente o concentración normal.

Demostración. Obtenga funciones para calcular la concentración normal con el factor equivalente y el peso equivalente.

18. Concentración molal o molalidad

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Tal como se define en el libro dorado (IUPAC, 2019) es cantidad de sustancia soluto sobre masa de solvente. Sin embargo, tradicionalmente se define como:

18.1 Símbolo de variable

La simbología aconsejada por el libro dorado (IUPAC, 2019), es b_i.

Sus unidades fundamentales sea mol/kg. La unidad derivada es m, pero no se aconseja pues se puede confundir muy fácil con masa, además la unidad molal no sirve para hacer análisis dimensional.

18.2 Origen

El término molalidad se forma por analogía a la molaridad, que es la concentración molar de una solución, lo cual, aunque se trataba de un homenaje fue una decisión imprudente en términos de su enseñanza, aunque eso lo veremos más adelante. El primer uso conocido de la propiedad intensiva molalidad y de su unidad adjetival, el ahora desaprobado molal, parece haber sido publicado por G. N. Lewis y M. Randall en la publicación de 1923 de Thermodynamics and the Free Energies of Chemical Substances (Lewis & Randall, 1923).

La concentración molal se usa específicamente para calcular los cambios en el punto de fusión y ebullición de una solución con respecto a un solvente puro.

19. Fracción molar

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Tradicionalmente se la define como:

19.1 Símbolo de variable

Según el libro dorado (IUPAC, 2019), el nombre real de esta unidad es fracción de cantidad de sustancia, y se simboliza como x_i, y como toda fracción es adimensional.

La fracción molar se usa con mucha frecuencia en la construcción de diagramas de fase. Tiene una serie de ventajas sobre unidades de concentración de uso más común: no depende de la temperatura (como la concentración molar) y no requiere el conocimiento de las densidades de las fases involucradas; se puede preparar una mezcla de fracción molar conocida pesando las masas apropiadas de los constituyentes; la medida es simétrica, por ejemplo, en las fracciones molares x = 0.1 y x = 0.9, las funciones de "solvente" y "soluto" se invierten; en una mezcla de gases ideales, la fracción molar se puede expresar como la relación de presión parcial a presión total de la mezcla.

19.2 La cantidad de sustancia es una propiedad aditiva

Debido a que los gases a bajas presiones se comportan como el gas ideal, las cantidades de sustancia de cada gas por separado pueden agruparse aditivamente como un gran gas ideal. Pero lo normal es trabajar con dos sustancias, un soluto y un solvente.

20. Conversiones analíticas de unidades de concentración en disoluciones líquidas

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Adaptado de (García-García, 2021)

Las conversiones entre unidades de concentración pueden resultar a ser particularmente difíciles con las definiciones químicas, incluso para individuos expertos, es por esto que las definiciones basadas en álgebra son mucho más recomendables.

A continuación, presentaremos las fórmulas para hacer conversiones entre diferentes unidades de concentración para disoluciones líquidas, en las cuales la interacción entre soluto y solvente provoca que el volumen total no sea necesariamente el mismo que la suma de volúmenes de los componentes:

Tabla 20.1. Tabla-formulario de conversiones de unidades de concentración líquidas. Note que se destaca las intersecciones que representan las definiciones fundamentales de cada unidad. Tenga en cuenta que i es el soluto, j el solvente, y los parámetros sin subíndice representan totales. La concentración molar es c y la normal ε. Pulse en el cuadro para ampliarlo.

21. Unidades de concentración en gases

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Las ecuaciones o modelos matemáticos se diseñan para ciertas situaciones o presupuestos, por ejemplo, las ecuaciones de la tabla Tabla 20.1 presuponen una disolución líquida, sin embargo, si cambiamos la naturaleza del sistema también cambia el modelo matemático, y las ecuaciones dejan de funcionar, por lo que debemos a construir un modelo matemático nuevo.

Para modelar gases, las relaciones de varias unidades de concentración se modifican con respecto a sus versiones en disoluciones líquidas, la clave para encontrar las relaciones (que no serán todas), radicará en la ley de los gases ideales.

21.1 Propiedades aditivas

Las fracciones son propiedades aditivas iguales a 1, sin embargo, otras cantidades también pueden expresarse como sumas totales aunque no den 1.

Los gases no se ionizan, y cuando lo hacen pasan a ser plasma, y la concentración molal total no estaría definida.

21.2 Unidades de concentración básicas

Las unidades de concentración básicas de los gases se obtienen al dividir la ley de los gases ideales del gas soluto entre la ley de los gases ideales de la suma de gases, y asumimos temperatura constante debido a que el gas soluto debe estar en equilibrio térmico con los demás gases de la mezcla.

Demuestre la relación entre fracción de volumen y fracción molar en gases.

21.3 La masa molar de una mezcla de gases

Demostración: Hallar la masa molar total de una mezcla de gases con la concentración de los gases identificados:

A continuación, veremos cómo esta batería de ecuaciones es empleada para describir la mezcla de gases más universalmente distribuida, el aire.

Tabla 21.1. Principales componentes del aire seco y su relación con varias unidades de concentración.

21.4 El aire como una mezcla de gases de Dalton

Con frecuencia nos encontraremos el problema del aire y el oxígeno en situaciones de ejercicios de lápiz y papel. En el lenguaje coloquial es común pensar que el aire y el oxígeno son la misma cosa, pero no lo es, el aire es una mezcla de gases y el oxígeno es solo su segundo componente más importante, de hecho, el aire está compuesto en su mayoría de nitrógeno molecular. Así pues, podemos decir que el aire es una mezcla de varios gases, donde los dos componentes más dominantes en el aire seco son 21% en volumen de oxígeno y 78% en volumen de nitrógeno. El oxígeno tiene una masa molar de 15.9994 g / mol y el nitrógeno tiene una masa molar de 14.0067 g / mol. Dado que ambos elementos son diatómicos en el aire: O₂ y N₂, la masa molar del gas oxígeno es de aprox. 32 g / mol y la masa molar de nitrógeno gaseoso es de aprox. 28 g / mol.

Figura 21.1. Principales componentes del aire en porcentaje a volumen.

21.5 La masa molar promedio del aire

La masa molar promedio del aire es igual a la suma de las fracciones molares de cada gas multiplicada por la masa molar de ese gas en particular.

Figura 21.2. Componentes menores del aire.

La masa molar de aire seco con oxígeno, nitrógeno y los demás componentes como se indica a continuación es 28.9647 g / mol.

22. Conversiones entre unidades de concentración de gases

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Al igual que sucede con las disoluciones líquidas, es posible realizar conversiones entre las unidades de concentración definidas para gases, pero en este caso algunas unidades de concentración no pueden definirse.

A continuación. Expondremos el formulario de las conversiones de las unidades de concentración de disoluciones en gases.

Tabla 20.1. Tabla-formulario de conversiones de unidades de concentración en gases. Note que se destaca las intersecciones que representan las definiciones fundamentales de cada unidad.

23. Cambios de concentración subcríticos

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Al igual que sucede con gases o con las propiedades ponderales, las leyes que hemos definido para las unidades de concentración tienen dos formas, una estática, que es la que hemos visto, y otra dinámica o para variables de estado. En una variable de estado, lo único que nos importa son los estados inicial y final del sistema, pero no nos importa lo que sucede en medio. De lo anterior se deduce que vamos a tener que introducir los conceptos de inicial y final. Las variables iniciales van a estar marcadas con un superíndice cero, por ejemplo, masa inicial total m_o, y las variables en su estado final van a ir sin marca, por ejemplo, la masa total final m.

La concentración es una función de dos variables, soluto y solvente, por ende, se puede alterar la concentración alterando el soluto y/o alterando el solvente. En la práctica estos procesos están limitados, en generar es muy fácil adicionar soluto y/o solvente, pero retirarlos es más complejo.

23.1 Aspectos experimentales del solvente

Cambios de concentración por adición

La concentración aumenta al adicionar soluto y disminuye al adicionar el solvente. Por lo general, adicionar solvente a una solución se denomina diluir la solución, para disminuir su concentración. Por ejemplo, el ácido clorhídrico generalmente se vende a una concentración de 12 M, pero para las actividades y prácticas experimentales pueden usarse concentraciones desde 1 M hasta 1×10^-6 M. Los cambios en las unidades de concentración se basan en el hecho de que experimentalmente lo más fácil es cambiar la cantidad de solvente, por lo que las masas de soluto entre dos momentos es una constante.

Cambios de concentración por evaporación y destilación

Si el solvente es más volátil que el soluto, calentar la solución permite aumentar la concentración al disminuir la cantidad de solvente. Por el contrario, si el soluto es más volátil que el solvente al calentar la concentración disminuye. Si su objetivo es aumentar la concentración de un solvente volátil, debe capturar el vapor y condensarlo, proceso denominado destilación.

23.2 Matemáticas del cambio de concentración

El modelo matemático más común para esta situación es el que describe a la cantidad de soluto como una constante: ya sea cantidad de sustancia (n_o,i=n_i), o masa (m_o,i=m_i). Con base a esta condición, es posible deducir las ecuaciones de cambio de concentración.

Demostración. Determinar las fórmulas que relacionan la concentración inicial con la final.

24. La alícuotas, destilaciones y mezclas

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Otros conceptos relacionados al cambio de concentración, pero que no son cambios de concentración necesariamente, son las alícuotas, las destilaciones y las mezclas de disoluciones con volúmenes diferentes.

24.1 Alícuotas

Es la obtención de una solución de volumen menor a una fuente original, pero de concentración igual, se supone que se toma con un error de muestreo insignificante y que la solución o muestra original es homogénea. El término se suele aplicar a los fluidos. El término 'alícuota' se usa generalmente cuando la parte fraccionaria es un divisor exacto de la totalidad.

Cuando una muestra de laboratorio o muestra de prueba se divide en alícuotas o se subdivide sus masas o volúmenes respectivos disminuyen la proporción, pero la concentración entre un momento final y otro inicial se mantiene constante. Realizaremos la deducción con la concentración molar, pero podemos mantener la analogía con cualquier otro tipo de unidad de concentración.

La alícuota líquida debe ser tomada con una pipeta, que puede ser graduada o aforada utilizando una propipeta o pipeta automática. La alícuota sólida debe tomarse por pesada y debe usarse disolviendo la muestra en un disolvente en que sea perfectamente soluble la alícuota sólida (generalmente se usa alcohol o agua). Para realizar una solución diluida a partir de una concentrada, la alícuota líquida de la solución concentrada debe ser llevada a la concentración requerida por adición de disolvente.

24.2 La destilación

La destilación es semejante a la evaporación, pero aquí la sustancia que interesa es la que escapa como vapor, y, por ende, dicho vapor debe ser atrapado y recondenado a la fase líquida por medio de un condensador con agua fría externa, que permite la colección del destilado en un frasco fresco lejos del original. El montaje de destilación también recibe el nombre árabe de alambique, ya que ellos fueron quienes desarrollaron la técnica originalmente con el objeto de destilar perfumes de flores y fortalecer las bebidas alcohólicas.

Figura 24.1. Montaje de destilación: en el matraz se calientan dos sustancias, una es más volátil (su punto de ebullición es menor) que la otra, y por ende se evapora más rápido, pasando al condensador, allí una corriente de agua externa enfría el vapor para que se condence a líquido y pueda recolectarse en el vaso de precipitados (YouTube).

La destilación puede resultar en una separación esencialmente completa (componentes casi puros), o puede ser una separación parcial que aumenta la concentración de los componentes seleccionados en la mezcla. En cualquier caso, el proceso explota las diferencias en la volatilidad relativa de los componentes de la mezcla. En química industrial, la destilación es una operación unitaria de importancia prácticamente universal, pero es un proceso de separación física, no una reacción química.

Cambio en la cantidad de sustancia destilada contra tiempo

Recuerde, amas sustancias se evaporan al calentar, pero la más volátil/de menor punto de ebullición se destila primero. Destilar primero implica que se extrae todo lo que es posible de una determinada sustancia, si graficáramos la cantidad de sustancia destilada contra tiempo, esta aumentaría hasta llegar a un punto límite donde queda horizontal, eso implica que ya no queda sustancia destilable en el matraz y toda se encuentra en el vaso de pecipitados. Por lo anterior, las sustancias volátiles alcanzan su horizontal más rápido que las menos volátiles.

Aplicaciones

La destilación de productos fermentados produce bebidas destiladas con un alto contenido de alcohol o separa otros productos de fermentación de valor comercial. La destilación es un método efectivo y tradicional de desalinización.

En la industria de los combustibles fósiles, la estabilización del petróleo es una forma de destilación parcial que reduce la presión de vapor del petróleo crudo, lo que lo hace seguro para el almacenamiento y el transporte, además de reducir las emisiones atmosféricas de hidrocarburos volátiles. En las operaciones intermedias en las refinerías de petróleo, la destilación es una clase importante de operaciones para transformar el petróleo crudo en combustibles y reservas de alimentos químicos. La refinación de petróleo implica tomar una materia prima como el petróleo crudo y destilarla o purificarla en fracciones y productos utilizables como gasolina, queroseno e incluso plásticos. Esto se hace calentando el petróleo crudo y descargando los líquidos y vapores resultantes en las torres. Dentro de las torres, los líquidos se separan según su peso y punto de ebullición. Cuando el petróleo crudo se destila fraccionadamente, puede observar los diferentes combustibles y materias primas producidos a diferentes alturas en la torre de destilación. Las moléculas pequeñas que tienen puntos de ebullición bajos, son muy volátiles, fluyen fácilmente y se encienden fácilmente, se elevan a la parte superior de la torre como gases y gasolina. Las moléculas más grandes con altos puntos de ebullición que no son muy volátiles y que no fluyen ni se encienden con mucha facilidad caen al fondo de la torre, incluidos el combustible y los aceites diesel, así como el petróleo. Productos como el queroseno y la nafta se mantienen en el medio.

La destilación criogénica conduce a la separación del aire en sus componentes, especialmente oxígeno, nitrógeno y argón, para uso industrial.

En el campo de la química industrial, se destilan grandes cantidades de productos líquidos crudos de síntesis química para separarlos, ya sea de otros productos, de impurezas o de materiales de partida sin reaccionar.

Una instalación utilizada para la destilación, especialmente de bebidas destiladas, se llama destilería. El equipo de destilación en una destilería es un alambique.

Destilando el soluto

En este caso nos interesa obtener el destilado, pues es valioso. Este destilado tendrá trazas de solvente, pero son pocas, por lo que el producto final tendrá una mayor concentración del soluto. Dado que las tres variables cambian no hay modo de anticipar la concentración final, la cual debe medirse por estandarización del método después de repetirlos muchas veces. Los aceites esenciales de los perfumes florales son ejemplos de solutos atrapados en los tejidos de las plantas humedecidas para que no se quemen, que se obtienen por la destilación de un soluto.

Sin embargo, donde se ha refinado más es en la industria de las bebidas alcohólicas, y, de hecho, la físico-química de este proceso explica la peligrosidad del alcohol adulterado. Entre más volátil sea la sustancia, es decir, entre menor sea su punto de ebullición , más fácil será concentrarla, por ejemplo, en una mezcla fermentada que posea etanol “CH₃CH₂OH” (Te(etanol)= 78.37 °C) y metanol “CH₃OH” (Te(metanol)= 64.7 °C) aunque exista más etanol que metanol, durante la destilación el metanol “CH₃OH” se volatilizará más fácilmente, por lo que en el producto destilado tendremos una proporción de metanol “CH₃OH” con respecto al etanol “CH₃CH₂OH” más alta que en la bebida fermentada original. Esto hace peligroso destilar bebidas fermentadas tradicionales, pues, aunque las trazas de metanol no son peligrosas en un fermentado (ej. Chicha, vino), al destilarlo el metanol aumenta volviéndose tóxico con síntomas que van desde una intoxicación grave, pasan por la ceguera y concluyen en la muerte (Ohimain, 2016). Los fermentos industriales se hacen con medidas de seguridad que impiden la obtención de metanol.

El metanol es venenoso por varias cosas, la primera es que es una molécula de tamaño comparable al agua, por lo que ingresa por osmosis a ella, allí este es insertado en otros metabolismos secundarios que conducen a la síntesis en el hígado de ácido fórmico. El ácido fórmico o ácido metanóico es un veneno potente, generando salivación, vómitos, dolor abdominal, quemaduras y ardor intenso en la boca, labios y esófago, vómito con sangre, diarrea y posiblemente la muerte. Esto cuando se ingiere, pero el ácido fórmico o metanóico sintetizado en el hígado es un poco diferente; sus síntomas empiezan con un fuerte e inusual dolor de cabeza, que puede estar acompañado por luces o sensación de centelleo; también puede haber decaimiento, mareo, náuseas, dolor abdominal, dificultad para respirar, pérdida de la agudeza visual o ceguera, convulsiones y … la muerte.

24.3 Mezclando disoluciones

La mezcla de dos o más soluciones en una final es un proceso sencillo en el laboratorio, vasta verter dos frascos en otro más grande, pero matemáticamente tiene ciertas complicaciones. Lo principal es tener en cuenta la siguiente regla:

Es decir, la concentración final no es la suma de concentraciones.

Modelo matemático para la concentración molar

(a) Cantidad de soluto dada: La aritmética de esta suma es diferente y debe obedecer al criterio de encontrar el volumen final y la cantidad de sustancia final final.

Tenga en cuenta que los volúmenes de solución individuales son totales para sus propios momentos iniciales V_o,i, pero como tenemos varios volúmenes a mezclar, en este caso le adicionaremos la identidad del soluto al que corresponden para identificar donde reemplazamos cada volumen.

Referencias bibliográficas

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E. Ejercicios resueltos

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👉 Demostraciones <Ejercicios analíticos para demostrar las respuestas analíticas o algoritmos de solución> (Pulse aquí)

👉 Ejemplos <Ejercicios Propios de la página> (Pulse aquí)

👉 Matamala y González <Libro de texto Ediciones Cultural - 1976> (Pulse aquí)

👉 Química general de Chang <Libro de texto de Raymond Chang> (Pulse aquí)

👉 Química la ciencia central <Libro de texto de Theodore E. Brown> (Pulse aquí)

👉 Libre Chem <Chemistry LibreTexts> (Pulse aquí)

Demostraciones

Ejemplos

Convertir una solución 3 molar de H₂SO₄ a concentración normal.

Convertir una solución 0.1 normal de Ca(OH)₂ a concentración molar.

Convertir una solución de 14.2 g/l a concentración normal.

Convertir una solución de 1.5 molal (mol/kg) de HCl a porcentaje en peso.

Dos gases se mezclan en condiciones estándar de presión y temperatura, el gas A posee 3 moles y el gas B 9 moles. Determine la fracción molar del gas A, exprese el resultado como una fracción.

Se tienen 1 L de una solución NaOH (40 g/mol), elaborada con 120 g de dicho soluto. Determine la concentración normal teniendo en cuenta la siguiente ecuación de disociación iónica NaOH → Na⁺ + Cl^-.

Una bebida alcohólica dice que su concentración volumen a volumen es del 20%, si se bebe 1 litro de dicha solución, entonces se consumen, calcular el volumen de soluto en ml.

¿Cuál es la concentración molar en 3 litros de HCl al 2 eq/L?

Calcular la masa de 2.0 mililitros una solución de densidad total 0.200 g/ml

Calcular la masa de 4.0 mililitros una solución de densidad total 1.00 g/ml

Calcular la masa de 2.0 mililitros una solución de densidad total 0.90 g/ml

El porcentaje en masa de NaF (Fluoruro de sodio) en una disolución es del 2%. Qué cantidad de esta sustancia está disuelta en 25 g de esta disolución

Calcula el % en masa de soluto de un a disolución obtenida a partir de 30 g de sacarosa C₁₂H₂₂O₁₁ y 120 g de H₂O.

Se ha preparado una solución mezclando 35 ml de ácido acético en 0.5 L de etanol. determinemos el porcentaje de volumen de la disolución

En la etiqueta de una botella de vinagre se puede leer que tiene un 4% de ácido acético. calcula el volumen de ácido acético que contiene si su capacidad es de 750 ml.

El porcentaje en masa de una disolución de ácido sulfúrico es de 55% y su densidad es de 1.03 g/ml. sí señora calculemos su concentración en g/L.

Calcule los gramos de NaOCl (6.15% en masa) en 285 gramos de una solución de lejía para vallas publicitarias.