REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELAMINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA EDUCACIÓN

U.E .N.L.B. “FRANCISCO FAJARDO”SAN JUAN BAUTISTA

Integrantes:Marcano Estefanía #11

Ramírez Celyree #13Fernández Mariangelis #16

4 to Cs “A”

San Juan Bautista 27 de enero del 2015ÍNDICE

Introducción………………………………………………………………………………..3

Mezclas y clasificación……………………………………………………………………4

Soluciónes y clasificación………………………………………………………………..5

Soluto (explique)…………………………………………………………………………..7

Solvente conceptualizar, explicar y ejemplo……………………………………………7

Proceso de dilusion……………………………………………………………………….8

Solubilidad………………………………………………………………………………..10

Concentración de una solución………………………………………………………..11

Concentraciones físicas…………………………………………………………………12

Concentraciones químicas……………………………………………………………...13

Análisis volumétrico……………………………………………………………………...17

Reacciones de neutralización………………………………………………………….18

Indicadores y clasificación………………………………………………………………19

Punto final practico………………………………………………………………………20

Titulación o valoración…………………………………………………………………..21

Propiedades coligativas y clasifique…………………………………………………...21

Diferencias entre análisis cualitativo y cuantitativo………………………………….25

Conclusión………………………………………………………………………………..27

Anexos…………………………………………………………………………………….28

Bibliografías………………………………………………………………………………30

2

INTRODUCCIÓN

Todos estamos en contacto diario con las soluciones químicas (jugos,

refrescos, café, rio, mar, etc.). Y las plantas también, cuando sus raíces contactan

la solución del suelo.

Cuando se introduce un poquito de azúcar dentro de un vaso lleno de agua, se

observa que la azúcar desaparece sin dejar rastro de su presencia en el agua. Lo

primero que se piensa es que hubo una combinación química, es decir, que las

dos sustancias reaccionaron químicamente, lo que significa que hubo un

reacomodo entre sus átomos. Sin embargo, simplemente sucedió que ambas

sustancias se combinaron físicamente y formaron una mezcla homogénea o

solución.

A la unión de dos o más sustancias se le conoce como combinación; estas

combinaciones pueden ser de dos tipos: físicas y químicas. Las combinaciones

químicas se conocen como enlaces químicos; estas combinaciones consisten en

la unión de dos o más sustancias, cuyos átomos o moléculas se unen entre sí

mediante fuerzas llamadas enlaces químicos y sólo mediante

procedimientos químicos es posible separar tales sustancias combinadas. Las

combinaciones físicas se conocen como mezclas, las que son de dos tipos:

heterogéneas y homogéneas. En las mezclas heterogéneas, las sustancias que se

mezclan no se distribuyen uniformemente por lo que se pueden distinguir ambas

sustancias mezcladas; en las mezclas homogéneas, las sustancias mezcladas si

se distribuyen uniformemente, y toda la mezcla se observa como si fuese una sola

sustancia, es decir, las sustancias no se pueden distinguir una de la otra, pues han

formado una sola fase(homogénea). Un ejemplo lo constituyen los perfumes, que

contienen agua, alcohol y esencia, y sin embargo ninguna de las tres sustancias

puede distinguirse; a este tipo de mezclas se les denomina disoluciones o

simplemente soluciones.

Se dice que las mezclas son combinaciones que pueden fraccionarse o separarse

en sus distintos componentes por métodos físicos.

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LAS MEZCLAS

Son más uniones de dos o más sustancias de forma arbitraria donde no se

produce cambios ni reacciones químicas en la estructura interna de sus

moléculas.

TIPOS DE MEZCLA: HOMOGÉNEA Y HETEROGÉNEA

a)- Mezcla homogénea: presentan partículas que se pueden distinguir a

simple vista, con una lupa o microscopio.

El tamaño de estas partículas es superior a 10-5 cm. Estas mezclas pueden

ser de dos tipos:

Las mezclas groseras, que tienen tamaño  de partículas muy grande, como

es el caso del granito que tiene feldespato, mica y cuarzo bien

diferenciables.

Las suspensiones, que tienen partículas más pequeñas que las mezclas

groseras las cuales quedan suspendidas en un líquido por un tiempo y

posteriormente precipitan, como es el caso de la mezcla de agua y arena.

Es decir:

Se mezcla de tal forma que es difícil distinguir a simple vista cual es cual.

Se separan por método físicos: evaporación, tamización, sedimentación; etc.

Por ejemplo:

Café + leche

NaCl + H2O

b)- Mezcla heterogénea: tienen partículas que no pueden diferenciarse a

simple vista, con una lupa o microscopio.

El tamaño de estas partículas es inferior a 10-5 cm. Estas mezclas pueden

ser de dos tipos:

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Disoluciones, que contienen partículas menores de 10-8 cm; sus

componentes se conocen como soluto y disolvente: el soluto se disuelve en

el disolvente y se encuentra generalmente en menor proporción.

Los coloides, que tienen partículas entre 10-7 y 10-5 cm; poseen una fase

dispersante que es el disolvente y una fase dispersa que se disuelve.

Es decir:

No hay una mezcla total de ambas sustancias y por tanto es fácil su distinción.

Es posible se pararlos por métodos mecánicos: por selección manual, etc.

Por ejemplo:

Viruta + arena

Agua + aceite

Comentarios:

Según algunas informaciones necesariamente el soluto debe disgregarse

completamente hasta que se difundan sus partículas en el solvente.

Por lo tanto, opino que las soluciones son solo mezclas homogéneas, y por eso

que el proceso de disolución se nos pedía “HOMOGENIZAR”.

SOLUCIONES

Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras en proporción

variable en la que cada porción analizada presenta la misma característica ya

que los solutos se dispersan uniformemente en el seno del disolvente. Los

componentes de una solución no se pueden visualizar debido a que los solutos

adquieren el tamaño de átomos, moléculas o iones Ejemplo: Analicemos una

porción de agua de mar: Se observa que el agua de mar contiene varios solutos

y un solo solvente (H2O)

En general:

SOLUTO (STO)

Es la sustancia que se dispersa en el solvente; determina las propiedades

químicas de la solución y generalmente se encuentra en menor proporción.

SOLVENTE (STE)

5

SOLUCION= 1STE + STO(1)+ STO(2) + K

Es la sustancia que actúa como medio dispersante para el soluto,

disuelve el soluto y generalmente se encuentra en mayor cantidad.

Nota: El nombre de la solución lo determina el soluto (STO) y el estado

físico lo determina el solvente (STE).

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN POR SU CONCENTRACIÓN

SÓLIDAS

Sólido en sólido :

aleaciones como zinc

en estaño (latón).

Gas en sólido :

hidrógeno en paladio.

Líquido en sólido :

mercurio en plata

(amalgama).

No saturada; es aquella en donde la fase dispersa

y la dispersante no están en equilibrio a una

temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir

más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

Ej.: a 0ºC 100g de agua disuelven 37,5 NaCl, es

decir, a la temperatura dada, una disolución que

contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no

saturada.

LÍQUIDAS

Líquido en líquido :

alcohol en agua.

Sólido en líquido :

sal en agua

(salmuera).

Gas en líquido :

oxígeno en agua.

Saturada: en esta disolución hay un equilibrio entre

la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la

temperatura que se tome en consideración, el

solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej.:

una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella

que contiene 37,5g disueltos en 100g de agua 0ºC.

GASEOSAS Gas en gas:

oxígeno en

nitrógeno.

Gas en líquido :

gaseosas,

cervezas.

Gas en sólido :

hidrógen absorbido

sobre superficies

Sobre Saturada: representa un tipo de disolución

inestable, ya que presenta disuelto más soluto que

el permitido para la temperatura dada. Para

preparar este tipo de disolución se agrega soluto en

exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el

sistema lentamente. Estas disolución es inestable,

ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto,

el exceso existente precipita; de igual manera

sucede con un cambio brusco de temperatura.

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de Ni, Pd, Pt, etc.

SOLVENTE:

También llamado disolvente, es la sustancia que disuelve al llamado soluto y que

está presente siempre en mayor cantidad. Normalmente, el disolvente establece el

estado físico de la disolución, por lo que se dice que el disolvente es el

componente de una disolución que está en el mismo estado físico que la misma.

Se utiliza junto con el soluto para formar disoluciones. Su equipo de medición es

depende del estado físico en que se presenta. Si su estado físico es líquido se

pueden utilizar buretas, pipetas, probetas etc. Si su estado físico es sólido se

pueden utilizar las balanzas.

 

SOLUTO:

Es la sustancia que, por lo general, se encuentran en menor cantidad y que

se disuelve en la mezcla.

Se llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen excepciones) en

una disolución, esta sustancia se encuentra disuelta en un determinado disolvente.

En lenguaje común también se le conoce como la sustancia que se disuelve, por

lo que se puede encontrar en un estado de agregación diferente al comienzo del

proceso de disolución.

Lo más habitual es que se trate de un sólido en un disolvente líquido, lo que

origina una solución líquida. Una de las características más significativas de una

7

Bureta Pipeta Probeta Balanza

disolución suele ser su concentración de soluto, o sea una medida de la cantidad

de soluto contenida en ella.

Se aplica en la concentración de la solución y en la solubilidad. El soluto

puede aparecer en cualquier estado de agregación de la materia.

El equipo de medición es la balanza y el cristalizador.

PROCESO DE DISOLUCIÓN

Si en un vaso conteniendo agua agregamos una cucharadita de azúcar y

agitamos, observamos que el líquido "desaparece" de nuestra vista. Sabemos que

no ha desaparecido realmente: el azúcar se ha mezclado con el agua.

Se dice que el azúcar se disolvió o que es soluble en agua. El proceso se llama

disolución.

Si intentamos mezclar agua y aceite, luego de agitar, los líquidos se separan

formando un sistema heterogéneo. 

Se dice que el aceite es insoluble en agua.

¿Por qué algunas sustancias se disuelven en otras, y otras no? 

Por ejemplo, ¿por qué el azúcar se disuelve en agua y el aceite no?

Para responder estas preguntas debemos considerar que: 

Se forma una solución cuando una sustancia se dispersa

uniformemente en otra.

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Cristalizador Balanza

 El factor principal que determina si se forma o no una solución es la

intensidad de las fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y

de solvente.

Se forma una solución cuando las fuerzas de atracción entre las partículas

de soluto y de solvente sobre pasan a las fuerzas de atracción que las

partículas de soluto ejercen entre sí y a las fuerzas de atracción que las

partículas de solvente ejercen entre sí.

 Entonces podemos decir que: 

Existen fuerzas de atracción entre las partículas de azúcar y de agua, y son

tan intensas que las partículas de azúcar se separan venciendo las fuerzas

que las mantienen unidas formando el sólido (ver representación). Entonces

se mezclan con las partículas de agua y las fuerzas de atracción que

existen entre ellas les permiten permanecer mezcladas.

Las atracciones entre las partículas de agua y de aceite deben ser menores

que las fuerzas que las mantienen unidas en ambos líquidos por separado.

Representación del proceso de disolución usando el modelo de partículas

Usaremos el ejemplo que hemos mencionado de la disolución del azúcar en agua.

Representación: 

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Las atracciones entre las partículas de agua y de azúcar tienen fuerza suficiente

como para sacar las partículas de azúcar de sus posiciones en el sólido.

SOLUBILIDAD

La solubilidad expresa la cantidad de gramos de soluto disueltos por cada

100g de disolvente a una determinada temperatura. Para calcularla, se utiliza la

siguiente relación.

Para que una sustancia se disuelva en otra debe existir semejanza en las

polaridades de sus moléculas. Por ejemplo el agua es un compuesto polar, por

ello disuelve con facilidad a las sustancias polares como son los ácidos, hidróxidos

y sales inorgánicas y a los compuestos orgánicos polares. Esta regla no es

totalitaria, ya que existen compuestos inorgánicos altamente polares que son

insolubles en agua como son los carbonatos, fosfatos (exceptuando a los

del grupo IA y del NH4+), los hidróxidos (exceptuando los del grupo IA y el

Ba(OH)2) y los sulfuros (exceptuando a los del grupo IA, IIA, del NH4+) esta

situación está relacionada con el tamaño de la molécula y las fuerzas ínteriónicas.

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Las sustancias se consideran insolubles cuando la solubilidad es menor a

0,1 mg de soluto por cada 100g disolvente. Y cuando un líquido no se disuelve en

otro líquido se dice que no son miscibles.

Ejemplo: La solubilidad de la sal en agua a 60o es de 32.4 g/cm3

    La solubilidad depende de varios factores que son:

Propiedades de soluto y solvente

Temperatura

Presión

  Para que un soluto pueda disolverse en un solvente determinado, las

características de ambos son muy importantes. Por ejemplo, el agua disuelve la

mayoría de las sales, que generalmente son compuestos iónicos. Cuando éstos

compuestos se disuelven en agua, los iones que forman la sal se separan y son

rodeados por molécula de agua.

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCION

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en

una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o

concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la

concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

Porcentaje peso a peso (% M/M): indica el peso de soluto por cada

100 unidades de peso de la solución.

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Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de

soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos

de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

CONCENTRACIÓN FÍSICA

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función

del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100

gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) /

(100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100

cc de solución)

Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada

100 unidades de peso de la solución.

 Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de

soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos

de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Ejercicio:

Se tiene un litro de solución al 37%. ¿Cuántos litros de agua se tienen que

agregar para que quede al 4%?

Resolvamos:

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El problema no indica las unidades físicas de concentración. Se supondrá

que están expresadas en % P/V.

Datos que conocemos: V = volumen,  C= concentración

V1  = 1 litro

C1  =  37% 

 37%  P/V = significa que hay 37 gramos de soluto en 100 ml de

solución (solución = soluto + solvente).

C2  = 4%

V2 =  ¿?

Regla para calcular disoluciones o concentraciones

V1 • C1    =    V2 •  C2

Puede expresarse en:   % P/V

Reemplazando los datos que se tienen del problema, se obtiene:  

Entonces, si tenemos un litro de solución al 37%; para obtener una

solución al 4% es necesario tener un volumen de 9,25 litros; por lo tanto, para

saber cuantos litros de agua hay que agregar al litro inicial, hacemos:

V2  –   V1  = Volumen de agua agregado

9,25   –  1   =  8,25 litros

Respuesta:   Se deben agregar 8,25 litros de agua.

CONCENTRACIÓN QUIMICA

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas

con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

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c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

 

Fracción molar (Xi): se define como la relación entre los moles de

un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles

totales presentes en la solución.

 

Ejercicio:

Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es

la concentración de sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la

solución?

Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la

fracción molar expresa la concentración de una solución en Moles de Soluto o de

Solvente por Moles Totales de la Solución.

Solvente: agua (H2O)

Soluto: sal (NaCl)

Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm3 (4 litros) de solvente.

Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores

significativos: moles de solvente, moles de soluto, fracción molar de

solvente y fracción molar de soluto.

Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O

contiene 18 g, formados por 2 g de H y 16 g de O).

Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:

14

Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal

equivale a 58,5 g, formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)

Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:

Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de

moles de soluto, podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:

Fracción molar del solvente = Xsolvente

 

Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977

Fracción molar del soluto= Xsoluto

Fracción molar del soluto= 0,00023

Pero sabemos que:

Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1

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Molaridad (M):  Es el número de moles de soluto contenido en un

litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene

cuatro moles de soluto por litro de solución.

Ejercicio:

¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 64 g de Metanol

(masa molar del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de solución?

Datos conocidos: metanol 64 g

Masa molar del metanol: 32 g/mol

Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)

Primero calculamos la cantidad de moles que hay en 64 g de metanol.

Si un mol de metanol equivale a 32 g,  64 g equivalen a 2 moles (64/32=2)

Aplicamos la fórmula:

Respuesta: 4 molar

 

Molalidad

En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que

molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy

parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero

muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos

trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)

ANÁLISIS VOLUMÉTRICO

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Las valoraciones incluyen un numeroso grupo de procedimientos

cuantitativos basados en la medida de la cantidad de un reactivo de concentración

conocida, que es consumida por el analito. De acuerdo con la clasificación general

de los métodos de análisis (clásicos, instrumentales y de separación) podemos

hablar de valoraciones volumétricas y gravimétricas, técnicas a las que

generalmente nos referimos con el nombre de volumetrías y gravimetrías,

respectivamente.

En las valoraciones volumétricas se mide el volumen de una

disolución de concentración conocida necesario para reaccionar

completamente con el analito.

Las valoraciones gravimétricas se diferencian de las anteriores en

que se mide la masa de reactivo en vez de volumen.

Por tanto, un análisis volumétrico es todo aquel procedimiento basado en la

medida de volumen de reactivo necesario para reaccionar con el analito. De este

modo, al medir de forma exacta el volumen de reactivo, de concentración

perfectamente conocida, necesario para reaccionar completamente con el analito,

podremos calcular su concentración en la muestra. En lo sucesivo a lo largo de

este tema y los siguientes dedicados a análisis volumétrico, nos referiremos al

mismo con los términos volumetría y/o valoración, aún teniendo claro la diferencia

entre ambos.

En un montaje típico empleado para llevar a cabo una volumetría la

disolución de analito se encuentra en un vaso de precipitados o en un matraz

Erlen Meyer y la disolución del reactivo en la bureta. El medio de valoración debe

ser agitado de forma continua para favorecer el contacto entre las especies

reaccionantes, pudiendo agitarse de forma manual, por medio de una varilla, o

automática, a través de un agitador magnético.

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

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Una reacción de neutralización es aquélla en la cual reacciona un ácido (o

un óxido ácido) con una base (u óxido básico). En la reacción se forma una sal y

en la mayoría de casos se forma agua. El único caso en el cual no se forma agua

es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal.

Considere los siguientes ejemplos de varios tipos de reacciones de neutralización:

Acido + base  sal + agua

Esta reacción también se puede considerar como una reacción de doble

desplazamiento en la que el ion hidrógeno del ácido se combina con el ion

hidroxilo de la base para formar agua. Esto deja al ion sodio y al ion cloruro en la

solución, la cual es una solución acuosa de cloruro de sodio. Para que se pueda

visualizar que la reacción se llevó a cabo (ya que las dos soluciones son

incoloras), se utiliza un indicador de fenolftaleína que cambia a color rosado

cuando se agrega inicialmente al ácido y a éste se le va agregando la base hasta

terminar la reacción.

Oxido de metal (anhídrido básico) + ácido  agua + sal

Oxido de metal + óxido de no metal  sal

Como se indicó anteriormente en la unidad de reacciones de combinación,

estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización. Puesto

que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal es un

anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente un tipo

de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en reacciones

de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal formaría es

estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si estuviera en agua.

Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base se determina el

producto. Por ejemplo:

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INDICADORES Indicador es una sustancia que siendo ácidos o bases débiles al añadirse a

una muestra sobre la que se desea realizar el análisis, se produce un cambio

químico que es apreciable, generalmente, un cambio de color; esto ocurre porque

estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto que al ionizarse.

Indicadores, son colorantes cuyo color cambia según estén en contacto

con un ácido o con una base. La variación de color se denomina viraje, para esto

el indicador debe cambiar su estructura química al perder o aceptar un protón.

Este cambio en el indicador se produce debido a que durante el análisis se lleva a

cabo un cambio en las condiciones de la muestra e indica el punto final de la

valoración. El funcionamiento y la razón de este cambio varían mucho según el

tipo de valoración y el indicador. El indicador más usado es el Indicador de pH que

detecta el cambio del pH. Por ejemplo, la fenolftaleína y el azul de metileno.

CLASIFICACIÓN DE LOS INDICADORES

Los indicadores químicos de esterilización están regulados por la norma ISO 1110,

la cual los clasifica con números del 1 al 6

El número de la clase de un indicador químico está relacionado con la imprecisión

y el uso específico y que no es valido este programa para usar.

Clase 1: indicador de proceso. Indica que el material ha pasado o no por el

proceso de esterilización.

Clase 2: reservado para ensayos especiales, por ejemplo de equipamiento

como el Test de Bowie Dick.

Clase 3: indica el incumplimiento o no de un solo parámetro.

Clase 4: indica cumplimiento o no de dos o más parámetros.

Clase 5: sigue la curva de muerte o no de las esporas biológicas con cierto

grado de precisión.

Clase 6: indica con alta precisión el cumplimiento de todos los parámetros

vinculados a procesos de esterilización específicos, aunque los valores

establecidos para parámetros no garanticen la seguridad del proceso.

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Los indicadores más usados son:

Indicador de pH, detecta el cambio del pH.

Indicador redox, un indicador químico de titulación redox.

Indicador complejométrico, un indicador químico para iones metálicos en

complejometría.

Indicador de precipitación, utilizado para valoraciones de precipitación o

solubilidad, generalmente gravimetrias.

PUNTO FINAL PRACTICO

El punto final, es el punto que está ligeramente después del punto de

equivalencia, es observable mediante indicadores químicos, los cuales actúan

cuando se ha adicionado un pequeño exceso de titulante.

En tal modo que el punto final, es similar pero no idéntico que el punto de

equivalencia se refiera al punto en que el indicador cambia de color en una

valoración colorimetría. La diferencia entre ambos se llama error de valoración y

debe ser lo más pequeño posible.

La detección del punto final existe en varios métodos para determinar el

punto final de una titulación potenciometrica. El más directo se pasa en llevar a un

grafico los datos de potencial en función del volumen del reactivo.

El punto de inflexión en la parte ascente de la curva estima visualmente y

se toma como el punto final.

Por ejemplo, en titulación acido-base, la fenolftaleína se vuelve rosada cuando

se le agrega aun media gota de base titulante a la solución que contiene el ácido a

determinar, debido a que como el acido ya fue neutralizado en su totalidad, esa

media gota de base constituiría el exceso que vuelve básica la solución y que la

fenolftaleína colorea de rosa.

TITULACIÓN O VALORACIÓN

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La valoración o titulación es un método de análisis químico cuantitativo en

el laboratorio, que se utiliza para determinar la concentración desconocida de

un reactivo conocido. Debido a que las medidas de volumen juegan un papel

fundamental en las titulaciones, se le conoce también como análisis volumétrico.

Un reactivo llamado “valorante” o “titulador”, de volumen y concentración

conocida (una solución estándar o solución patrón) se utiliza para que reaccione

con una solución del analito, de concentración desconocida.

Utilizando una bureta calibrada para añadir el valorante es posible

determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto

final. El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina

mediante el uso de un indicador. Idealmente es el mismo volumen que en el punto

de equivalencia el número de moles de valorante añadido es igual al número de

moles de analito, algún múltiplo del mismo (como en los ácidos polipróticos). En la

valoración clásica ácido fuerte-base fuerte, el punto final de la valoración es el

punto en el que el pH del reactante es exactamente 7, y a menudo la solución

cambia en este momento de color de forma permanente debido a un indicador. Sin

embargo, existen muchos tipos diferentes de valoraciones (ver más adelante).

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Son características de una solución que dependen principalmente de la

cantidad relativa de moléculas de solvente y de soluto y no dependen de las

características o tipo de moléculas en la solución y Se considerarán soluciones

ideales.

En el caso de las soluciones no ideales, se requieren correcciones a estas

ecuaciones ideales porque en estas las interacciones intermoleculares llegan a ser

importantes.

Hay 4 tipos de propiedades coligativas:

1. Disminucion de presion de vapor

2. Elevacion del punto de ebullicion

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3. Disminucion del punto de fusion

4. Presion osmótica

Disminución de presion de vapor

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un

soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores:

La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre

y La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas

del disolvente, dificultando su paso a vapor.

Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La

formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de

Raoult de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una

disolución es proporcional a la fracción molar del soluto.

Esta fórmula nos permite enunciar la ley de Raoult: la presión de vapor de la

disolución es igual a la presión de vapor del disolvente por la fracción molar del

disolvente en la disolución. Esta fórmula tiene validez para todas las disoluciones

verdaderas.

Elevación del punto de ebullición

Estamos asumiendo que el soluto es un compuesto no volátil, lo cual,

implica que no hace ninguna contribución significativa a la presión de vapor de la

solución. Si el soluto fuese un compuesto volátil, con un punto de ebullición más

bajo, llevaría el punto de ebullición del solvente a valores más bajos. Si nuestro

solvente originalmente tiene un punto de ebullición normal (p1 = 1 atmósfera) y se

agrega un soluto no volátil, bajará la presión de vapor y la mezcla no hervirá. Para

22

llevar la solución a ebullición, debe aumentarse la temperatura. Por lo anterior, el

punto de ebullición de la solución es más alto que el del solvente puro.

Disminución del punto de fusión

El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual

comienzan a formarse los cristales de solvente puro en equilibrio con la solución. 

El descenso crioscópico es un fenómeno que ocurre para todos los solutos,

en cualquier tipo de disolución –incluso en los ideales- y no depende de ninguna

interacción específica de tipo soluto-disolvente. En el punto de congelación, la fase

sólida y la fase líquida tienen el mismo potencial químico, es decir, son

energéticamente equivalentes. El potencial químico depende de la t temperatura, y

para el resto de temperaturas o bien la fase sólida o bien la líquida tienen potencial

químico más bajo y son energéticamente más favorables que la fase contraria.

Cuando se añade el soluto, se ve modificado el potencial químico de la fase

líquida del disolvente (agua, por ejemplo), pero no el de la fase sólida (hielo). Para

que ambos vuelvan a coincidir (y se dé el punto de congelación) habrá que variar

la temperatura. 

Presión osmótica

Ciertos materiales, incluyendo muchas membranas de los sistemas

biológicos y sustancias sintéticas como el celofán son semipermeables. Cuando

se ponen en contacto con una solución, ellas permiten el paso de algunas

moléculas pero no de otras. Generalmente permiten el paso de las moléculas

pequeñas de solvente como el agua pero bloquean el paso de solutos más

23

grandes o iones. El carácter semipermeable, se debe a la red de poros diminutos

de la membrana.

Consideremos una situación en la cual solamente las moléculas de solvente

pueden pasar a través de la membrana. Si esa membrana se coloca entre dos

soluciones de diferente concentración, las moléculas de solvente se moverán en

ambas direcciones a través de la membrana. Sin embargo la concentración del

solvente es mayor en la solución que contiene menos soluto que en la más

concentrada. Por consiguiente la tasa de paso del solvente desde la solución

menos concentrada hacia la más concentrada es mayor que la velocidad en la

dirección opuesta. Así hay un movimiento neto de las moléculas de solvente

desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada, este proceso se

llama osmosis, Siempre, el movimiento neto del solvente es siempre hacia la

solución con la concentración de solutos más alta.

La presión necesaria para evitar la ósmosis se conoce como presión

osmótica de la solución.

Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones

muy diluidas (como las que se manejan en Biología) son análogas a las leyes de

los gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus H. Van t'Hoff,

premio Nobel de Química en 1901, y se expresan mediante la siguiente fórmula:

p= m R T donde p representa la presión osmótica, m es la molalidad de la

disolución, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura

absoluta.

Si comparamos la presión osmótica de dos disoluciones podemos definir

tres tipos de disoluciones:

24

Disoluciones isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica

que la disolución de referencia

Disoluciones hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica

que la disolución de referencia

Disoluciones hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica

que la disolución de referencia.

ANÁLISIS CUALITATIVO Y CUANTITATIVO EXPLICAR Y DIFERENCIA

La investigación cuantitativa es aquella en la que se recogen y analizan

datos cuantitativos sobre variables. 

La investigación cualitativa evita la cuantificación.  Los investigadores

cualitativos hacen registros narrativos de los fenómenos que son

estudiados mediante técnicas como la observación participante y

las entrevistas no estructuradas. 

La diferencia fundamental entre ambas metodologías es que la

cuantitativa estudia la asociación o relación entre variables cuantificadas y la

cualitativa lo hace en contextos estructurales y situacionales. 

La investigación cualitativa trata de identificar la naturaleza profunda de las

realidades, su sistema de relaciones, su estructura dinámica; mientras que la

investigación cuantitativa trata de determinar la fuerza de asociación o correlación

entre variables, la generalización y objetivación de los resultados a través de

una muestra para hacer inferencia a una población de la cual toda muestra

procede.  Tras el estudio de la asociación o correlación pretende, a su vez, hacer

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inferencia causal que explique por qué las cosas suceden o no de una forma

determinada.

Diferencias entre investigación cualitativa y cuantitativa

Investigación cualitativa Investigación cuantitativa

Centrada en la fenomenología y

comprensión

Basada en la inducción probabilística

del positivismo lógico

Observación naturista sin control Medición penetrante y controlada

Subjetiva Objetiva

Inferencias de sus datos Inferencias más allá de los datos

Exploratoria, inductiva y descriptiva Confirmatoria, inferencial, deductiva

Orientada al proceso Orientada al resultado

Datos "ricos y profundos" Datos "sólidos y repetibles"

No generalizable Generalizable

Holista Particularista

Realidad dinámica Realidad estática

CONCLUSIÓN

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De este informe concluyo que la solubilidad no es solo diluir una sustancia en otra,

ya que esto consiste en un proceso quimico-fisico que está sometido a diferentes

factores que predominan, como es el caso de la presión y la temperatura. Para

finalizar, es bueno indicar dos situaciones muy importantes con respecto a la

solubilidad: Si dos solutos son solubles en un mismo solvente, dependiendo de las

cantidades (pequeñas) pueden disolverse ambos sin ninguna dificultad, pero en

general la sustancia de mayor solubilidad desplaza de la solución a la de menor

solubilidad, ejemplo: al agregar azúcar o sal a una bebida, inmediatamente se

produce el escape del gas disuelto en ella. Si un soluto es soluble en dos

solventes inmiscibles (no se mezclan) entre sí, el soluto se disuelve en ambos

solventes distribuyéndose proporcionalmente de acuerdo a sus solubilidades en

ambos solventes.

En este trabajo se han visto varios aspectos del tema de las soluciones, el cual es

un tema muy extenso y muy importante para la vida de todos los seres humanos

en este planeta. Este tema es muy importante porque sin los conocimientos que

se tienen acerca de las soluciones, no se podría hacer más cosas con la materia

prima, o con otros materiales, no se podría hacer materiales indispensables para

nuestras vidas como el plástico, que existen muchos tipos de este material que se

usa prácticamente para todo, bueno y así como este material existen muchos

otros.

Además en este trabajo se ha tratado de poner información resumida, útil y

concreta, lo cual es en factor muy importante porque si algún lector que no tenga

muchos conocimientos del tema no se confunda tanto con definiciones y palabras

que le puedan resultar extrañas. Además resulta mucho más cómodo leer un

trabajo con información bien resumida y concreta, que cualquier otro trabajo que

tenga mucha información que no sea necesaria, esto muchas veces resulta ser

incomodo.

ANEXOS

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28

BIBLIOGRAFÍA

29

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