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Qué son las disoluciones y cómo se forman


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1. Qué son las disoluciones 

Las disoluciones (también conocidas como soluciones químicas o sencillamente soluciones) son mezclas homogéneas de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí.

Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias puras. Una característica de las mezclas es que las sustancias que las componen pueden ser separadas a través de medios físicos, dado que no reaccionan químicamente entre sí para formar otras sustancias, y cada una conserva su identitad química.

Las mezclas homogéneas son aquellas cuyas sustancias que las componen no se distinguen visualmente, ni siquiera utilizando un microscopio. Es decir, las partes que componen a la mezcla no pueden verse de manera separada y la mezcla aparenta ser visualmente uniforme. Por ejemplo, cuando se disuelve sal en agua se forma una mezcla homogénea en la que la sal y el agua no se ven de forma separada y aparentan tener una composición uniforme, como si se tratara de una sola sustancia pura. Lo mismo ocurre al disolver azúcar en agua, lo que se ve es un líquido uniforme, y el azúcar no aparece separada del agua.

Es necesario recordar que las sustancias que forman parte de las mezclas homogéneas no reaccionan químicamente entre sí. Sencillamente, estas mezclas aparentan tener una composición uniforme en la que las sustancias que las componen no se distinguen visualmente de forma individual o separadas entre sí. Una mezcla homogénea puede confundirse visualmente con una sustancia pura, aunque no lo es.


Por el contrario, las mezclas heterogéneas son aquellas cuyas sustancias que las componen se distinguen visualmente, o sea que las partes que componen a la mezcla pueden verse de forma separada. Por ejemplo, si se mezcla agua con aceite, las partes que componen a la mezcla -o sea el agua y el aceite- aparecen separadas a simple vista. Otro ejemplo de mezcla heterogénea es el de arena con agua, en la que la arena y el agua pueden distinguirse visualmente, ya que la arena se dirige hacia el fondo del recipiente, por lo que tanto el agua como la arena pueden verse de forma separada.

En las mezclas homogéneas, las sustancias que las componen están distribuidas de forma uniforme en toda la muestra. Por ejemplo, en un vaso de sal disuelta en agua, la proporción de sal en agua es la misma para todo el vaso. Por el contrario, en las mezclas heterogéneas, las sustancias que las componen no están distribuidas de manera uniforme en toda la muestra. Por ejemplo, en un vaso con una mezcla de arena y agua, la arena se dirige hacia el fondo del vaso.

Normalmente, al hablar de soluciones químicas se suele pensar en líquidos, pero también existen disoluciones en estado sólido y gaseoso. El aire es un ejemplo de mezcla homogénea de gases, ya que está compuesta por: Nitrógeno (78,08%), Oxígeno (20,95%), Argón (0,93%), Dióxido de Carbono (0,03%), y el 0,01% restante por otros gases, incluyendo vapor de agua.

Las soluciones entre sólidos también son posibles, las aleaciones de metales son disoluciones de sólidos en sólidos. Un ejemplo de este tipo de mezcla homogénea es el acero, que se trata de carbono disuelto en hierro.

Cada parte que se puede distinguir a simple vista en una mezcla se denomina fase. Tanto en el caso de una sustancia pura como en una mezcla homogénea se tiene una sola fase. Por el contrario, en una mezcla heterogénea pueden haber dos o mas fases. En una mezcla de agua con aceite (o sea una mezcla heterogénea) se forman dos capas separadas. Cada una de estas capas representa a una fase distinta. La fase de aceite, al ser menos densa que la fase de agua, se dirige hacia arriba y forma una capa que se encuentra por encima de la capa de agua.

Ejemplos de mezclas heterogeneas y homogeneas
Ejemplos de mezclas heterogéneas y homogéneas - Cliquear para ampliar la imagen

Las mezclas pueden ser separadas en las partes (sustancias puras) que las constituyen. En la Tierra, la mayoría de las cosas se encuentran en forma de mezclas.

Como ya se mencionó, una solución es una mezcla homogénea cuyas fases (cada una de las sustancias puras que la componen) no pueden distinguirse a simple vista y parece como si se tratara de una sustancia pura, aunque en realidad es una mezcla.
Por ejemplo, una solución de sal disuelta en agua tiene una apariencia similar al del agua y los granos de sal no se distinguen a simple vista.

Las propiedades físicas de las mezclas pueden variar dependiendo de las proporciones de cada sustancia que la compone. Por ejemplo, si se disuelve sal en agua, el punto de ebullición del agua aumenta, o sea que el agua hierve por encima de los 100 ºC. Mientras mayor sea la concentración de sal disuelta en agua, su punto de ebullición se eleva, es decir que se requiere mayor temperatura para hervir al agua. Por el contrario, en las sustancias puras las propiedades físicas se mantienen invariables, por ejemplo el agua pura siempre hierve a 100 ºC.

Otro ejemplo es el del hierro, que en forma pura tiene un punto de ebullición de 2861 ºC, mientras que si se mezcla con carbono para formar acero, su punto de ebullición variará según las proporciones de carbono y hierro que hay en la mezcla que forma al acero.

Es interesante destacar que etimológicamente la palabra homogéneo proviene de la conjunción de los términos griegos homos (que significa mismo) y genos (que significa tipo). En cuanto a la palabra heterogéneo, etimológicamente proviene de la conjunción de los términos héteros (que significa otro o diferente) y genos.

Antes de continuar, es necesario definir brevemente qué son la materia, las sustancias puras, los elementos químicos, los compuestos químicos, las mezclas, las propiedades físicas y las propiedades químicas.

Que son la materia, los elementos quimicos, los compuestos quimicos y las mezclas
Qué son la materia, los elementos químicos, los compuestos químicos y las mezclas - Cliquear para ampliar la imagen

  • Materia: cualquier cosa que tiene masa y ocupa espacio. Todo lo que se ve y toca en la naturaleza, desde las partículas más pequeñas hasta las estrellas más masivas es materia. Todo lo que se ve y toca en la naturaleza está compuesto por átomos, y cada átomo está constituido por partículas subatómicas (protones, neutrones, electrones). Los átomos se clasifican en distintos tipos de elementos químicos. Hasta el año 2019 se conocían 118 tipos de elementos químicos. Innumerables combinaciones de elementos químicos forman compuestos químicos (se conocen millones de compuestos químicos).
     
  • Sustancia pura: una sustancia pura es un tipo de materia que no puede ser subdividido en otros tipos de materia a través de métodos físicos (filtración, decantación, sedimentación, sublimación, evaporación, extracción, centrifugación, cromatografía, tamizado, destilación). El agua, el oro, la sal, el azúcar, el dióxido de carbono, el silicio, etc, son ejemplos de sustancias puras que no pueden ser divididas en otras partes que las componen a tavés de métodos físicos. Las muestras de una sustancia pura, contienen solamente a esa sustancia pura y nada más. Ej: el agua es agua y nada más, el azúcar contiene a esa sustancia y nada más. Las sustancias puras pueden ser tanto elementos químicos como compuestos químicos (moléculas compuestas por átomos).
     
  • Elementos químicos: son las sustancias puras más elementales, ya que no solo no pueden ser subdivididos en sustancias puras más elementales a través de métodos físicos, sino que tampoco pueden ser subdivididos a través de técnicas químicas. Los elementos químicos son átomos, y por eso no pueden ser subdivididos ni por medios físicos ni por medios químicos. Para subdividir a los átomos hay que aplicar técnicas nucleares que no pertenecen al ámbito de la química. Por lo tanto, son químicamente indivisibles.
     
  • Compuestos químicos: son sustancias puras que no pueden subdividirse en dos o más sustancias puras que las componen mediante métodos físicos, aunque sí pueden subdividirse a través de técnicas químicas. Por ejemplo, el agua (compuesta por 2 átomos de Hidrógeno y 1 átomo de Oxígeno - H2O) no puede ser separada mediante métodos físicos, pero sí puede ser separada mediante técnicas químicas. La sal común (compuesta por 1 átomo de Sodio y un átomo de Cloro - NaCl) no puede ser subdividida a través de medios físicos, pero sí puede ser subdividida mediante técnicas químicas. Las técnicas químicas más utilizadas consisten en reacciones químicas en las que una sustancia interactúa químicamente con otra, sus partes se separan y forman otros compuestos químicos nuevos.

    Por ejemplo: cuando el Hidróxido de Sodio (NaOH) y el Ácido Clorhídrico (HCl) interactúan -o sea reaccionan químicamente-, sus partes se separan para formar sal común y agua (NaOH + HCl → NaCl + H2O). Como puede observarse en el ejemplo anterior, la cantidad de elementos químicos en los compuestos que reaccionan (Na, O, H, Cl) coincide con la cantidad de elementos en los compuestos nuevos que se forman.

  • Mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias puras en las que cada sustancia conserva su identidad química dado que están combinadas físicamente y no químicamente. Por ejemplo, en una solución de sal disuelta en agua (NaCl y H2O), tanto la sal como el agua no reaccionan químicamente entre sí, y conservan su composición de NaCl y H2O, es decir, siguen siendo sal y agua.

    Las mezclas pueden separarse a través de métodos físicos. Como ejemplos pueden mencionarse los siguientes: en la disolución de sal en agua, la sal puede separarse del agua mediante evaporación de esta última. En la mezcla heterogénea de arena y agua, la arena puede ser filtrada o colada para quedar separada del agua.
     

  • Propiedades físicas: son las propiedades que pueden observarse en una sustancia o en una mezcla de sustancias, sin que se modifique la composición química de estas sustancias. Las propiedades físicas de una sustancia o de una mezcla de sustancias son: el color, la forma, estado de agregación (esto significa si la sustancia se encuentra en estado sólido, líquido o gaseoso), punto de ebullición, punto de fusión (esto significa a qué temperatura una sustancia pasa de estado sólido a líquido), densidad (masa por unidad de volumen de una sustancia), entre otras.

    Ej: El punto de fusión del agua es 0 ºC (esto significa que pasa a estado líquido a 0 ºC), es incolora, su punto de ebullición es 100 ºC, la densidad del agua es 0.9998395 gramos por cada mililitro a una temperatura de 4 ºC, su densidad varía de acuerdo a la temperatura. Cualquier variación en las propiedades físicas del agua no afecta a su composición química, por lo tanto, a pesar de los cambios de sus propiedades físicas, el agua sigue siendo agua.
     

  • Propiedades químicas: son las propiedades que pueden observarse en una sustancia pura y que indican la capacidad que tiene dicha sustancia de transformarse en una nueva sustancia química, o de resistirse a la transformación química al interactuar con otra sustancia. Esto significa que las propiedades químicas de un compuesto indican cómo, cuando y por qué se modifica su estructura molecular al interactuar con otra sustancia para formar un nuevo compuesto. Algunas de las propiedades químicas son: la inflamabilidad (capacidad de combustión de una sustancia, esto es su capacidad de reaccionar con oxígeno para generar un óxido y energía en forma de luz o calor), descomposición por altas temperaturas o resistencia a la descomposición (ej: si se calientan ciertos compuestos, se rompen los enlaces químicos que mantienen unidos a los elementos que los componen), nivel de reactividad química de una sustancia con otra sustancia para formar nuevos compuestos.

    Ej: el nivel de reactividad del Hidróxido de Sodio (NaOH) con el Ácido Clorhídrico (HCl) es alto, por lo tanto, cuando interactúan, sus estructuras químicas se modifican para formar nuevos compuestos. Sus partes se separan para formar sal común y agua (NaOH + HCl → NaCl + H2O).

Las disoluciones (al igual que toda mezcla) están compuestas por dos o más sustancias puras que no reaccionan químicamente entre sí (las propiedades químicas de cada sustancia pura de la mezcla no se alteran). Sin embargo, las propiedades físicas (por ejemplo temperatura de ebullición) de la solución pueden ser diferentes a las propiedades físicas de cada sustancia que la compone (ej: si se disuelve sal en agua, la temperatura de ebullición del agua aumenta, esto significa que se requiere una mayor temperatura para que el agua hierva si contiene sal).

Las sustancias que componen a una disolución -y a cualquier mezcla en general- pueden separarse por medios físicos como: filtración, colación, selección manual, decantación, centrifugación, destilación, entre otros. La técnica requerida para separar una mezcla varía dependiendo de la clase de mezcla y sus componentes. Los métodos físicos más utilizados para separar mezclas se describen más abajo.

 
2. Qué son el solvente y el soluto en una disolución

Una disolución (solución química) es una mezcla homogénea en la que las moléculas de una sustancia se distribuyen de manera uniforme a lo largo y lo ancho de un medio o sustancia que se encuentra en mayor cantidad. Las sustancias de menor cantidad -o sea que son minoría- en una solución, se conocen con el nombre de solutos. La sustancia de mayor cantidad -o sea que es mayoría- en una solución, se conoce con el nombre de solvente (también se lo denomina disolvente y significa exactamente lo mismo).

Si se disuelve una cucharada de sal en un litro de agua, la sal es el soluto de la disolución, mientras que el agua es el solvente, ya que se encuentra en mayor proporción que la sal.

Que son el solvente y el soluto
Qué son el solvente y el soluto - Cliquear para ampliar la imagen

En una disolución, las moléculas de soluto se distribuyen uniformemente en un solvente que se encuentra en mayor concentración (la concentración es la proporción de una sustancia sobre el total de la solución). En una solución de sal en agua, las moléculas de sal se distribuyen de forma uniforme por todo el recipiente con agua, por lo que si se toma una muestra de la solución de cualquier parte del recipiente y en cualquier cantidad, la concentración de sal disuelta en relación a la concentración de agua siempre es la misma, independientemente de la cantidad que se toma como muestra.

Ej: si se toma una muestra de 1 mililitro de cualquier parte de la solución, la concentración de soluto que se registra en cada mililitro de la solución es la misma.

El soluto puede ser sólido, líquido o gaseoso. Sal en agua, o azúcar en agua son ejemplos de solutos sólidos, mientras que oxígeno en aire es ejemplo de soluto gaseoso.

El soluto puede disolverse en un solvente cuando las fuerzas de atracción entre las moléculas de soluto y solvente son suficientemente fuertes como para que las moléculas de solvente rodeen a las moléculas de soluto (más abajo se explicará qué ocurre a nivel molecular cuando se forman las disoluciones). Por lo tanto, la solubilidad de un determinado soluto en un tipo de solvente específico depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas que forman al solvente y al soluto. Si las fuerzas de atracción entre las moléculas de soluto y solvente no son suficientemente fuertes o sencillamente no hay fuerzas de atracción, se dice que el soluto es insoluble en aquel solvente. Ej: la sal es soluble en agua, por ende se puede formar una disolución, mientras que el aceite es insoluble en agua, por lo tanto no se puede formar la disolución. Más abajo se explicará cómo determinar si una sustancia es soluble en otra.

El solvente es la sustancia en la que uno o más compuestos químicos se disuelven para formar una solución. El solvente ocupa la mayor porción de la solución. Normalmente, los solventes son líquidos aunque también pueden ser sólidos o gaseosos, por ejemplo el aire es una solución gaseosa en la que el solvente es el nitrógeno (78,08% del aire está compuesto por nitrógeno) y en la que hay disueltos una variedad de gases (Oxígeno, Argón, Dióxido de Carbono, vapor de agua).

El agua puede disolver a una enorme variedad de sustancias, por lo que se la considera un excelente solvente. El agua suele ser definida como el solvente universal porque puede disolver más sustancias que cualquier otro líquido. Es por eso que el agua es tan importante para la vida, ya que al circular en el interior o a través de los cuerpos de seres vivos, lleva disueltas sustancias químicas (nutrientes, minerales, etc) que son indispensables para el funcionamiento de las células que componen a los organismos vivos.

Lo que convierte al agua en un excelente solvente es su composición química. Las moléculas de agua (H2O) presentan polaridad eléctrica, en la que los átomos de Hidrógeno tienen carga eléctrica positiva y el átomo de Oxígeno tiene carga eléctrica negativa. Esto causa la atracción de moléculas de compuestos químicos con polaridad o diferencia de carga eléctrica.


Por ejemplo, en la sal común (Cloruro de Sodio, NaCl), el Sodio (+Na) tiene carga positiva, mientras que el Cloro (-Cl) tiene carga negativa. Esto provoca que la atracción del Oxígeno (O) del agua hacia el Sodio (+Na), y de los átomos de Hidrógeno hacia el Cloro (-Cl) resulte en que las moléculas de agua rodeen al Sodio y al Cloro de la sal, y así se genere la disolución de sal en agua.
Más abajo se explicará con mayor detalle cómo ocurre esto.
 
 

3. Clasificación de las mezclas según el tamaño de las partículas que las componen

Las mezclas pueden clasificarse por el tamaño de las partículas de una sustancia que se dispersa en otra. Esta clasificación también sirve para distinguir a partir de qué punto puede considerarse que una mezcla es una solución:

Suspensiones:

Cuando en una mezcla heterogénea las partículas de una sustancia que se dispersan en otra sustancia tienen un tamaño superior a 100 nanómetros, se obtiene una suspensión (1 nanómetro equivale a una mil millonésima de metro, o una millonésima de milímetro. El nanómetro se simboliza nm).

Suspensiones en mezclas heterogeneas
Suspensiones en mezclas heterogéneas - Cliquear para ampliar la imagen
 

Las suspensiones son mezclas heterogéneas en las que partículas insolubles, al mezclarse con otra sustancia, debido a su tamaño mayor a 100 nanómetros no pueden mantenerse suspendidas permanentemente en la otra sustancia. En un principio, tras agitarse la mezcla, las partículas se dispersan y quedan suspendidas, pero luego de cierto tiempo de reposo terminan depositadas en el fondo del recipiente y separadas del resto.

Debido a su tamaño, en las suspensiones las partículas no pueden resistir a la acción de la gravedad y acaban depositadas en el fondo de la mezcla. Además, pueden separarse de la otra sustancia de la mezcla por filtración.

Otra característica de las suspensiones es que a causa del gran tamaño de las partículas suspendidas, la luz se dispersa al intentar traspasar a la mezcla (debido al rebote de la luz contra la superficie de las partículas que tienen forma irregular). Por lo tanto, las suspensiones no son transparentes.

Ejemplos de suspensiones son: la mezcla de arena en agua, la mezcla de polvo de cacao en leche, el jugo de naranja exprimido, lodo en agua, entre otros.

Ej: luego de exprimirse una naranja, la pulpa se dispersa por toda la mezcla y se mantiene suspendida por un rato. Sin embargo, más tarde acaba depositada en el fondo, separada de la parte acuosa de la mezcla.

  
Coloides: cuando las partículas tienen un tamaño de entre 1 nanómetro y 100 nanómetros, se obtiene un coloide. Los coloides son un punto intermedio entre soluciones y mezclas heterogéneas. Se comportan como mezclas homogéneas, ya que las sustancias que componen a la mezcla no se separan en fases ni forman capas. Las partículas que se intentan disolver no se depositan en el fondo del recipiente, se mantienen suspendidas y dispersas.

Que son los coloides
Qué son los coloides - Cliquear para ampliar la imagen

Los coloides son mezclas que tienen propiedades similares a las de disoluciones, aunque en realidad no son disoluciones.

Un coloide es una mezcla en la que una sustancia insoluble no se disuelve en otra sustancia que se encuentra en mayoría, sino que sus partículas se dispersan en la mezcla sin disolverse.

En un coloide el tamaño de las partículas de la sustancia que se dispersa tienen un tamaño intermedio entre aquel de una mezcla heterogénea y el que debería tener un soluto para ser soluble. En una solución las moléculas de soluto tienen tamaños inferiores a 1 nm. Las partículas que se dispersan en un coloide tienen por lo general un tamaño de entre 1 nm y 100 nm (igualmente, pueden encontrarse algunos coloides con partículas dispersas algo mayores a los 100 nm).

A diferencia de lo que ocurre con las disoluciones, en el caso de los coloides no se utilizan los términos soluto y solvente para indicar a las partes que los componen. En los coloides las partículas que se dispersan se denominan fase dispersa, y la sustancia en la que se dispersan se denomina medio dispersante.

  • Las partículas que se dispersan en un coloide no pueden verse a simple vista, dado que son mucho más pequeñas que en una mezcla heterogénea. En este sentido, los coloides se parecen a las soluciones, ya que en estas últimas el soluto no puede detectarse a simple vista.
     
  • A diferencia de las partículas de una mezcla heterogénea común, las partículas que se dispersan en un coloide no se depositan en el fondo de la mezcla por acción de la gravedad porque son mucho más pequeñas que en las mezclas heterogéneas. Las partículas dispersas se mantienen suspendidas en el medio dispersante sin importar el tiempo transcurrido. Por el contrario, en las suspensiones, luego de un rato las partículas de la sustancia que se mezcla con otra terminan depositadas en el fondo de la mezcla por acción de la gravedad.
     
  • Las partículas dispersas en un coloide no pueden ser filtradas, dado que son más pequeñas que los poros del filtro. En este sentido, la fase dispersa de un coloide se comporta de la misma manera que lo haría el soluto de una solución.
     
  • Sin embargo, las partículas dispersas en un coloide no son suficientemente pequeñas como para no ser visibles cuando son iluminadas por un haz de luz. Entonces, a diferencia de las soluciones cuyos solutos son invisibles tanto a simple vista como al ser iluminados por un haz de luz, en el caso de los coloides su fase dispersa es invisible a simple vista, pero sí se puede distinguir si se la ilumina con un haz de luz.

Cuando un haz de luz pasa a través de una disolución, éste no puede ser visto o detectado, y la atraviesa. Sin embargo, cuando pasa a través de un coloide, la luz sí puede verse porque las partículas dispersas son más grandes que las de un soluto, y al ser iluminadas hacen que la luz se refleje. Lo que ocurre es que debido al gran tamaño y la forma irregular de las partículas, la luz rebota contra distintas partes de sus superficies y se refleja en varias direcciones, haciendo que dicha luz -así como las partículas en las que se refleja- sean detectadas a simple vista al iluminarse el coloide. Este fenómeno se denomina Efecto Tyndall, ya que el primero en describirlo fue el físico irlandés John Tyndall (1820-1893). Por lo tanto, una manera sencilla de definir al Efecto Tyndall es la siguiente:

El Efecto Tyndall es el fenómeno que permite ver a las partículas de un coloide cuando es atravesado por un haz de luz.

Ejemplos:

  1. Normalmente, el aire es transparente a simple vista. Sin embargo, cuando en una sala sin luces encendidas y únicamente iluminada por una ventana que da al exterior, penetra un haz de luz solar, se pueden ver a simple vista partículas dispersas en el aire que aparentemente se mueven de forma aleatoria. El aire es una solución gaseosa compuesta por Nitrógeno (78,08%), Oxígeno (20,95%), Argón (0,93%), Dióxido de Carbono (0,03%), y el 0,01% restante por otros gases, incluyendo vapor de agua. Pero el aire además tiene partículas sólidas dispersas que forman una mezcla coloidal y que pueden distinguirse a simple vista cuando son iluminadas por un haz de luz.
     
  2. La leche (un coloide) es blanca porque la luz se dispersa en varias direcciones al reflejarse en las partículas coloidales que contiene.
 

 
En el cuerpo humano se encuentran diversos tipos de mezclas coloidales. El principal coloide del cuerpo humano es la
sangre, ya que contiene células y sustancias dispersas de tamaños mayores a 1 nanómetro.

Normalmente, no se encuentran coloides con partículas dispersas mayores a 100 nanómetros, ya que por acción de la gravedad, estas partículas se depositarían en el fondo de la mezcla (igualmente, hay algunas excepciones).

Ejemplos de coloides son: la leche (diminutas partículas líquidas de grasa animal y proteínas que no se disuelven, se encuentran suspendidas y dispersas en una solución líquida de agua con carbohidratos), sangre (mezcla heterogénea de células suspendidas y dispersas en plasma), pintura (partículas de pigmentos dispersas en un medio líquido).

Los coloides se subclasifican según el estado de agregación (esto se refiere a si la sustancia se encuentra en estado sólido, líquido o gaseoso) de la sustancia que se dispersa (fase dispersa) y del estado de agregación del medio en el que se dispersa (medio o fase dispersante):

  • Sol: un tipo de coloide en el que las partículas de la sustancia que se dispersa son sólidas, y el medio en el que se dispersa es líquido (Ej: pintura, fluidos celulares, sangre).
     
  • Emulsión: un tipo de coloide en el que tanto la sustancia dispersa como el medio dispersante son líquidos (Ej: leche, crema).
     
  • Espuma: un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa se encuentra en estado gaseoso y el medio dispersante es líquido (Ej: crema batida, espuma de jabón).
     
  • Espuma sólida : un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa se encuentra en estado gaseoso y el medio dispersante es sólido (Ej: malvaviscos).
     
  • Aerosol: un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa es un sólido o líquido y el medio dispersante es gaseoso (Ej: humo, niebla, espray en aerosol, nubes).
     
  • Gel: un tipo de coloide en el que la sustancia que se dispersa es un líquido y el medio dispersante es sólido (Ej: gelatina)

  
Disoluciones:
cuando las moléculas de las sustancias que componen a una mezcla tienen un tamaño inferior a 1 nanómetro, ese tipo de mezcla es una disolución. Cuando las moléculas de soluto tienen tamaños inferiores a 1 nanómetro y atraen por diferencia de carga eléctrica a las moléculas de solvente, las fuerzas de atracción entre las moléculas de la mezcla supera a la fuerza de atracción gravitatoria. Por lo tanto, el soluto no se deposita en el fondo de la mezcla y las partes de la mezcla no quedan separadas.


Las soluciones pueden ser mezclas que ocurren en solventes líquidos, sólidos o gaseosos. Sin embargo, en química así como en los seres vivos (y por ende bioquímica) la mayor parte de las soluciones ocurren en medios líquidos, es decir en solventes líquidos donde hay disueltas partículas de sustancias en estado sólido, líquido o gaseoso.

Las soluciones tienen una sola fase, ya que visualmente aparentan ser una sustancia pura, aunque no lo son. Se trata de mezclas de dos o más sustancias que no reaccionan químicamente entre sí. Las partículas de sustancias que forman parte de una solución son moléculas o átomos, con tamaños inferiores a un 1 nm, es por eso que no pueden ser distinguidos a simple vista.

En las soluciones no ocurre el Efecto Tyndall, ya que si se las ilumina, la luz no se dispersa. Si se ilumina una solución, la luz la atraviesa sin reflejarse.

El soluto de una solución no puede ser separado de la mezcla por medio de filtración. Esto se debe a que las moléculas de soluto atraen a las moléculas de solvente, y por otro lado porque al ser más pequeñas que los poros de los filtros, no quedan atrapadas y los atraviesan. Más abajo se mencionan las técnicas utilizadas para separar a los solutos de los solventes.
 

4. Qué ocurre a nivel molecular en las soluciones y cómo se forman

Las soluciones son fenómenos de naturaleza electromagnética. Es justamente la carga eléctrica que se presenta en ciertos tipos de moléculas la que permite mantener juntas a las moléculas de una sustancia que actúa como soluto con las moléculas de una sustancia que actúa como solvente. Para entender bien cómo funciona esto, es necesario saber antes cómo es un átomo y cuáles son sus partes, qué son y cómo se forman las moléculas, y cómo se forman los enlaces entre moléculas. A continuación, primero se realizará una breve explicación de estos temas para que después se pueda comprender bien qué ocurre a nivel molecular en las soluciones.

El átomo está compuesto por un núcleo y por electrones que se mueven alrededor del núcleo. A su vez, el núcleo está constituido por protones y neutrones. Los protones tienen carga eléctrica positiva y los neutrones son eléctricamente neutros. Por lo tanto, los núcleos tienen carga eléctrica positiva. Por otro lado, los electrones tienen carga eléctrica negativa. Entonces, dado que tienen cargas eléctricas opuestas que generan atracción, los electrones (carga eléctrica negativa) orbitan alrededor del núcleo (carga eléctrica positiva).

Cuando el átomo se encuentra en su estado natural neutro, el número de electrones coincide con el número de protones del núcleo. Gracias a este equilibrio en el número de protones y electrones, el átomo logra una carga eléctrica neutra, ya que no tiene ni carga neta positiva (más protones) ni carga neta negativa (más electrones). Es este número de protones en el núcleo lo que distingue a los distintos tipos de átomos. Cada tipo distinto de átomo se denomina elemento químico.

Ej: el Hidrógeno tiene 1 protón (carga positiva) en su núcleo y 1 electrón orbitando alrededor (carga negativa). El Helio tiene 2 protones (carga positiva) y 2 neutrones (carga neutra) en el núcleo, y 2 electrones orbitando alrededor (carga negativa). El Litio tiene 3 protones y 3 neutrones en su núcleo, y 3 electrones orbitando alrededor. Todos los elementos químicos de la naturaleza están catalogados en una tabla según el número de protones que tienen. Esta tabla se denomina Tabla Periódica de Elementos y hacia el año 2019 se conocían 118 elementos cuyas distintas combinaciones constituyen a todas las sustancias que hay en el universo. El número de protones que tiene cada tipo de elemento químico se denomina Número Atómico y se simboliza con la letra Z. (En este artículo no se tendrá en cuenta el número de neutrones en los átomos, ya que al ser eléctricamente neutros no afectan a la formación de soluciones).

Cuando se unen los átomos forman moléculas. Las distintas combinaciones o uniones de átomos forman a las moléculas de todas las sustancias del universo. Ej: la unión de 2 átomos de Hidrógeno (H) y 1 átomo de Oxígeno (O) forma a la molécula de una sustancia que se conoce como agua (H2O). La unión de 1 átomo de Carbono (C) con 2 átomos de Oxígeno (O) forma a la molécula de una sustancia conocida como Dióxido de Carbono (CO2). La unión de 1 átomo de Sodio (Na) con 1 átomo de Cloro (Cl) forma a la molécula de una sustancia llamada Cloruro de Sodio (NaCl), o sea sal común.

Estas moléculas se forman debido a la atracción eléctrica que se presenta entre ciertos tipos de átomos en circunstancias que se explicarán a continuación:

Los electrones orbitan alrededor de los núcleos atómicos en distintas capas o niveles llamados niveles de energía. Cada nivel de energía puede tener hasta cierto número de electrones. Cuando se supera ese número de electrones, el próximo electrón se ubicara en un nivel de energía superior. El primer nivel de energía de los átomos puede contener hasta 2 electrones, a partir de ahí, el resto de los niveles de energía pueden contener un máximo de 8 electrones por nivel.

Entonces, el Sodio (Na) cuyo número atómico Z es 11, tiene 11 protones en su núcleo y 11 electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos electrones se organizan de la siguiente manera: en el primer nivel de energía hay 2 electrones, en el segundo nivel hay 8 electrones, y en el tercer nivel 1 electrón (2 + 8 + 1 = 11).


El Cloro (Cl) tiene 17 protones y 17 electrones. En el primer nivel de energía hay 2 electrones, en el segundo nivel de energía hay 8 electrones, y en el tercer nivel de energía hay 7 electrones (2 + 8 + 7 = 17).

Como ya se mencionó, para que exista equilibrio eléctrico en un átomo (carga neutra), el número de protones que contiene (carga positiva) debe ser igual al número de electrones (carga negativa). Sin embargo, también existe otra necesidad de equilibrio en los átomos: el número de electrones que poseen en su capa exterior. Para ser estable, un átomo necesita tener llena o completa a su capa exterior (con 2 electrones si se trata del primer nivel o con 8 electrones para el resto).

Cuando un átomo tiene menos de 8 electrones en su nivel exterior, es inestable. Para encontrar su estabilidad, captura electrones de otro átomo (si tiene en su capa exterior un número de electrones más cercano a 8), o cede electrones a otro átomo (si tiene en su capa exterior un número de electrones más cercano a 0). Ej: el Sodio (Na) posee 1 electrón en su capa exterior. Por lo tanto, para tener 8 electrones en su capa exterior y estabilizarse le conviene ceder a ese único electrón, y al perderlo hacer que la capa anterior -con 8 electrones- se convierta en la capa exterior. Por el contrario, el Cloro (Cl) posee 7 electrones en su nivel exterior. Entonces, para llenar con los 8 electrones necesarios a su capa exterior y estabilizarse, lo más fácil es capturar 1 electrón de otro átomo.

Cuando un átomo de Cloro (Cl) captura 1 electrón para completar a su capa exterior, se vuelve estable. Sin embargo, pierde el equilibrio eléctrico, dado que al capturar a 1 electrón, termina teniendo un electrón de más en comparación al número de protones (18 electrones y 17 protones) y por lo tanto el átomo de Cloro adquiere carga eléctrica negativa (por tener más electrones que protones). Por otro lado, cuando un átomo de Sodio (Na) cede 1 electrón para convertir a la capa con 8 electrones que antecede a la exterior en la nueva capa exterior y así estabilizarse, debido a que ahora tiene un electrón menos en comparación al número de protones (10 electrones y 11 protones), el átomo de Sodio adquiere carga eléctrica positiva (por tener más protones que electrones). A los átomos que pierden o ganan un electrón y adquieren carga eléctrica positiva o negativa se los denomina iones.

Cuando interactúan el Sodio y el Cloro, para lograr su estabilidad en la capa exterior, el Sodio le cede rápidamente un electrón al Cloro. De esta forma, el Sodio se transforma en ion con carga positiva y el Cloro en ion con carga negativa. Como los polos opuestos se atraen, los iones Sodio y Cloro se atraen entre sí y forman un compuesto llamado Cloruro de Sodio (NaCl), también conocido como sal común. Los compuestos químicos formados por iones que cedieron y capturaron electrones, se denominan compuestos iónicos. Los enlaces entre átomos de un compuesto iónico en el que uno cede electrones y el otro los captura, se llaman enlaces iónicos.

No todos los elementos tienen la misma capacidad de atraer a electrones de otro elemento al formar una molécula. Por ejemplo, el Sodio tiene baja capacidad de atracción de electrones porque le es más fácil entregar su único electrón del nivel exterior para lograr su estabilidad. En cambio el Cloro, al faltarle solamente un electrón para completar al nivel exterior, le es más fácil capturar que ceder electrones. Esta capacidad de atraer electrones que tiene un átomo al formar una molécula se llama electronegatividad. Cuanto más electronegativo es un átomo, tiene mayor capacidad para capturar electrones, mientras que un átomo con baja electronegatividad tiende a entregar electrones más fácilmente.

 
Los valores de la escala de electronegatividad varían de 0,7 a 4,0 y cada elemento químico tiene su valor específico. El elemento con mayor electronegatividad es el Fluor con 4,0; mientras que el elemento con menor electronegatividad es el Cesio con 0,7. Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos que interactúan es grande, el de mayor electronegatividad captura electrones del menos electronegativo y se forma un compuesto iónico.

Pero cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos que interactúan es pequeña, no se entregan ni capturan electrones, sino que para llenar su capa de valencia y lograr la estabilidad se comparten pares de electrones entre ambos átomos. Este tipo de moléculas se llaman compuestos covalentes polares.

Por ejemplo, el Cloro (Cl) tiene un valor de electronegatividad de 3,0 y el Hidrógeno (H) de 2,1. La diferencia de electronegatividad entre el Cl y el H es 0,9. Por lo tanto, el Cl compartirá con el H uno de sus electrones de valencia y así el H completará su capa exterior (tiene 1 electrón y necesita 1 para completarla), mientras que el H compartirá con el Cl su único electrón de valencia y así el Cl completará su capa exterior (tiene 7 electrones y necesita 1 para completarla). Así se forma el HCl (cloruro de hidrógeno).

Igualmente, en los compuestos covalentes polares, si bien se comparte el par de electrones entre los dos átomos, el más electronegativo atrae con un poco más de fuerza a los electrones hacia su lado, por lo que en los enlaces covalentes polares el par de electrones compartido está corrido hacia el lado del átomo más electronegativo. Como los electrones tienen carga eléctrica negativa, este corrimiento del par de electrones compartido hacia el átomo más electronegativo le confiere a este último una polaridad más negativa. Por ende, la molécula presenta un sector con carga eléctrica positiva y otro con carga eléctrica negativa.

Por ejemplo, en el HCl, como el Cl es más electronegativo, el par de electrones compartido está corrido hacia el lado del Cl, entonces el Cl se comporta como polo negativo y el H como polo positivo.

  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor o igual a 0 (cero) y menor a 0,4 se forma un enlace covalente no polar.
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es aproximadamente mayor a 0,4 y menor a 1,5 se forma un enlace covalente polar. Ejemplos: H2O (agua), HCl (cloruro de hidrógeno), NH3 (amoníaco).
     
  • Por lo general, cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es aproximadamente mayor a 1,5 y menor a 2 se forma un enlace iónico. Esta es la zona de transición entre compuestos iónicos y covalentes polares. Ejemplo: LiI (yoduro de litio).
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es aproximadamente mayor a 2 se forma un enlace iónico. Ejemplos: NaCl (sal común).

Los enlaces covalentes que presentan polaridad eléctrica se denominan dipolos eléctricos porque se forma un enlace con dos polos en el que un átomo actúa como polo negativo y el otro como polo positivo.

Un compuesto que presenta gran polaridad eléctrica es el agua (H2O), ya que tiene dos enlaces con polaridad eléctrica entre cada átomo de Hidrógeno (H) y el átomo de Oxígeno (O). La electronegatividad del Oxígeno es 3,5 y la del Hidrógeno 2,1, entonces la diferencia de electronegatividad entre ambos es 1,4 lo que les confiere a estos enlaces una alta polaridad eléctrica. El Oxígeno tiene 6 electrones en su capa de valencia y requiere 2 para llenarla, mientras que el Hidrógeno tiene 1 electrón en su capa de valencia y requiere 1 para llenarla. Para ello, se comparten dos pares de electrones entre el O y los dos átomos de H. El Oxígeno aporta 2 electrones (1 para cada átomo de H) y los átomos de Hidrógeno le aportan al Oxígeno 2 electrones (cada átomo de H aporta 1 electrón). Como el O es más electronegativo que el H, en el agua el O se comporta como polo negativo y los H como polos positivos. Esto es así porque en los enlaces H-O el par de electrones compartido está más corrido hacia el lado del O.


Esta gran polaridad eléctrica que presentan los enlaces H-O (Hidrógeno-Oxígeno) es de suma importancia para la formación de disoluciones. Las moléculas que poseen enlaces de Hidrógeno-Flúor (H-F), Hidrógeno-Oxígeno (H-O) o Hidrógeno-Nitrógeno (H-N) pueden formar uniones intermoleculares, es decir, enlaces entre distintas moléculas con polaridad eléctrica. Estos enlaces que permiten unirse a distintas moléculas polares se llaman Enlaces de Hidrógeno o Puentes de Hidrógeno, ya que actúan como puentes que vinculan a moléculas. El agua es una de estas sustancias, dado que cuenta con dos enlaces dipolo H-O. En el agua, los átomos de H actúan como polos positivos y se coordinan por atracción electrostática con los polos negativos de otras moléculas polares, mientras que el átomo de O actúa como polo negativo y se coordina por atracción electrostática con los polos positivos de otras moléculas.


Es gracias a estos fuertes enlaces de hidrógeno que a temperatura ambiente el agua se mantiene en estado líquido y no gaseoso. Si no fuese por estos fuertes enlaces polares que mantienen unidas entre sí a las moléculas de agua debido a la atracción electrostática entre los átomos de H y O de sus moléculas, no se mantendría en estado líquido a las temperaturas que hay en la superficie terrestre, sería un gas, y los océanos estarían vacíos. Para romper a los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua y pasarla a estado gaseoso, se requiere energía térmica. Es por eso que el agua se evapora cuando se calienta, de lo contrario se mantiene en estado líquido.


Por el contrario, el metano (CH4), un compuesto que a pesar de tener un peso molecular similar al del agua, a temperatura ambiente se mantiene en estado gaseoso. Esto ocurre porque la asociación entre las moléculas de metano es muy débil, debido a que el valor de electronegatividad del Carbono (C) es 2,5 y el del Hidrógeno (H) 2,1; haciendo que la diferencia de electronegatividad en cada uno de sus cuatro enlaces C-H es de apenas 0,4. En consecuencia, el punto de ebullición del metano es más de 100 ºC inferior al del agua.


Otro ejemplo de sustancia polar es el ácido acético (CH3COOH), dado que puede formar dos enlaces de hidrógeno con otras moléculas. De hecho, todos los ácidos que contienen un grupo carboxilo (COOH) son polares y pueden formar enlaces de hidrógeno con otras moléculas. Cuando se acercan dos moléculas de CH3COOH, uno de sus átomos de Oxígeno (O) forma un enlace con el átomo de Hidrógeno (H) de otra molécula de ácido acético, mientras que el Hidrógeno (H) de su grupo carboxilo (COOH) forma un enlace con uno de los átomos de Oxígeno de otra molécula de ácido acético. Por esta razón, el ácido acético tiene un punto de ebullición alto (118 ºC) y requiere mucha energía térmica, es decir, que se lo caliente a 118 ºC para romper los enlaces de hidrógeno entre sus moléculas y pasarlo de estado líquido a gaseoso. En general, todas las sustancias con grupo carboxilo (COOH) tienen puntos de ebullición altos debido a su polaridad.

Hasta aquí se han tratado las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas (fuerza intramoleculares), así como las fuerzas electrostáticas que mantienen vinculadas a moléculas (fuerzas intermoleculares) en estado líquido. Es también gracias a esta polaridad eléctrica que las moléculas de soluto pueden vincularse con moléculas de solvente, o sea, formar disoluciones.

Es entonces debido a su gran polaridad eléctrica que el agua es un excelente solvente de compuestos covalentes polares y iónicos, ya que las moléculas de agua atraen electrostáticamente a iones y compuestos covalentes polares, forman disoluciones. Por ejemplo, un compuesto iónico como el Cloruro de Sodio (NaCl), normalmente llamado sal común, es altamente soluble en agua debido a la fuerte atracción electrostática entre el ion positivo Na+ y el polo negativo del agua (O) por un lado, y entre el ion negativo Cl- y los polos positivos del agua (H) por otro. De esta manera, cuando se mezcla sal con agua, cada uno de sus iones Na+ y Cl- es atraído y rodeado por moléculas de agua. Exactamente de esto se trata una disolución: que las moléculas o iones de moléculas de un soluto sean atraídas y rodeadas por las moléculas de un solvente.

Cuando las moléculas de un solvente (por ejemplo agua) rodean a las moléculas o iones de moléculas de un soluto (por ejemplo Cloruro de Sodio) se dice que ocurre la solvatación de las moléculas o iones de las moléculas del soluto. En el ejemplo anterior, las moléculas de agua solvatan a los iones Na+ y Cl-.

Cuando se disuelve un compuesto iónico (soluto) en un solvente polar, las moléculas polares del solvente ejercen una gran atracción sobre los iones con carga eléctrica. Dado que las fuerzas de atracción electrostática entre los iones del compuesto son más débiles que las fuerzas entre los iones del compuesto y las moléculas de solvente, los iones del compuesto se separan, son rodeados por las moléculas de solvente y se dispersan en la solución, es decir se disuelven. Este tipo de interacciones intermoleculares entre moléculas de un solvente polar y iones de un soluto se denominan interacciones ion-dipolo. Se llaman así porque las fuerzas de atracción ocurren entre dipolos de moléculas polares y un iones.

La mayoría de los compuestos iónicos son solubles en agua, aunque hay algunas excepciones. Estas excepciones se dan cuando las fuerzas de atracción entre los iones de un compuesto son mayores que las fuerzas de atracción entre los iones y las moléculas de agua. Ej: AgBr, AgCl2.

En química, la disolución de un compuesto iónico sólido en agua se representa de la siguiente manera.

Para el NaCl:
NaCl(s) → Na+(ac) + Cl-(ac)
donde NaCl(s) se refiere a Cloruro de Sodio en estado sólido, mientras que Na+(ac) + Cl-(ac) a
iones Sodio y Cloro disueltos en agua

 
Cuando el soluto que se disuelve es un compuesto covalente polar, las moléculas de solvente rodean a las moléculas de soluto en las zonas en que estas útlimas presentan polaridad eléctrica.

Por ejemplo, el azúcar común está compuesto moléculas de sucrosa C12H22O11 unidas entre sí por enlaces de hidrógeno H-O.

Al igual que el agua, la molécula de sucrosa tiene enlaces de Oxígeno con Hidrógeno (enlaces H-O) que presentan polaridad eléctrica. En la sucrosa, las zonas cercanas a los átomos de Oxígeno tienen carga negativa y las zonas cercanas a los átomos de Hidrógeno tienen carga positiva. Debido a la polaridad eléctrica de estos dipolos H-O, las moléculas de sucrosa se atraen entre sí en interacciones dipolo-dipolo. Esto significa que las zonas de los átomos de Oxígeno (carga negativa) de una molécula de sucrosa atraen a las zonas de los átomos de Hidrógeno (carga positiva) de otra molécula de sucrosa. Así, las moléculas de sucrosa se mantienen unidas entre sí a través de enlaces de hidrógeno dando forma a cristales de azúcar sólidos.

La molécula de sucrosa tiene varios enlaces dipolo O-H. Por lo tanto, es una molécula polar que se disuelve fácilmente en agua. Sin embargo, al disolverse en agua, los enlaces covalentes entre los átomos que constituyen a la molécula de sucrosa no se rompen, dado que las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo entre las moléculas de agua y sucrosa son más débiles. Lo que sí ocurre es que se rompen los enlaces intermoleculares que mantienen a las moléculas de sucrosa juntas en un cristal de azúcar.

Cuando se mezcla agua con azúcar, los enlaces covalentes polares O-H del agua forman enlaces de hidrógeno con los enlaces covalente polares O-H de la sucrosa. Como la fuerza de atracción intermolecular entre moléculas de agua y sucrosa es mayor a la fueza de atracción entre moléculas de sucrosa, el cristal de azúcar se disuelve en agua. Es decir, las moléculas de sucrosa son rodeadas por las de agua (solvatadas) y se dispersan por toda la solución.

Este mismo proceso sucede cuando cualquier tipo de molécula polar se disuelve en un solvente polar. Si las fuerzas de atracción soluto-solvente son mayores a las fuerzas de atracción soluto-soluto o solvente-solvente, la sustancia será soluble en dicho solvente. La solubilidad, entonces depende de la polaridad del soluto y del solvente.

Los aceites no son solubles en agua porque las moléculas de lípidos que los componen no son polares. Los lípidos tienen largas cadenas con numerosos enlaces de Carbono e Hidrógeno (C-H), cuyos átomos no presentan una gran diferencia de electronegatividad, por lo que no presentan polaridad eléctrica.

 

Cómo saber si una sustancia es soluble en otra

Una regla útil es que las sustancias con polaridad eléctrica solamente se disuelven en solventes polares, mientras que los solutos no polares se disuelven únicamente en solvente no polares. Por ejemplo, los lípidos que forman aceites no tienen polaridad eléctrica, entonces no pueden interactuar con las moléculas de agua, por lo tanto no son solubles en agua. Sin embargo, los lípidos sí son solubles en solventes no polares. En síntesis la regla es: polares se disuelven en polares y no polares se disuelven en no polares.

Pero ¿cómo saber si una sustancia tiene polaridad eléctrica o no? Para ello hay que entender cuáles son los átomos que forman compuestos iónicos y cuáles forman compuestos covalentes.

Compuestos iónicos: Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es muy grande (mayor a 2) se forma un compuesto iónico. Generalmente, los compuestos iónicos son solubles en agua (salvo cuando las fuerzas de atracción entre los iones de un compuesto iónico son superiores a las fuerzas de atracción entre iones y moléculas de agua).

Los elementos químicos que forman compuestos iónicos son aquellos que tienen 1 electrón, 2 electrones y 3 electrones en su capa de valencia (dadores de electrones); y se enlazan con aquellos elementos que tienen 5, 6 y 7 electrones en su capa de valencia (receptores de electrones).

  • En la tabla periódica, los elementos del Grupo 1 (salvo Hidrógeno) poseen 1 electrón en su capa de valencia. Pueden entregar a ese único electrón de la capa de valencia y adquirir carga eléctrica positiva +1. Los elementos del Grupo 2 pueden entregar sus 2 electrones de la capa de valencia y adquirir carga eléctrica positiva +2.
     
  • En la tabla periódica, los elementos del Grupo 17 poseen 7 electrones en su capa de valencia y necesitan uno más para completarla. Pueden capturar 1 electrón y adquirir carga eléctrica negativa -1. Los elementos del Grupo 16 poseen 6 electrones en su capa de valencia, necesitan 2 más para completarla y al capturarlos adquieren carga eléctrica negativa -2.
     
  • Ejemplos del Grupo 1 son el Sodio (Na) y Potasio (K). Algunos de los elementos del Grupo 17 son: Cloro (Cl), Bromo (Br), Yodo (I).

Debido a la fuerte atracción electrostática entre ellos, los iones de compuestos iónicos se mantienen enlazados y forman cristales iónicos de una forma geométrica determinada. Un ejemplo es el cristal de Cloruro de Sodio (NaCl), en el que los iones Na+ y Cl- están fuertemente enlazados entre sí, dando forma a un cristal de forma cúbica.

Compuestos covalentes: cuando la diferencia de electronegatividad entre dos elementos que entran en contacto y forman compuestos es menor a 1,5 no entregan ni capturan electrones sino que los comparten y así llenan a sus capas de valencia.

Si los átomos que forman el compuesto covalente tienen la misma electronegatividad o la diferencia de electronegatividad es muy pequeña (menor a 0,4) el compuesto que se forma es covalente no polar, por ende, al no tener polaridad eléctrica no puede disolverse en agua. Esto ocurre porque los electrones compartidos se encuentran en el centro del enlace entre ambos átomos, o sea, al no haber un átomo más electronegativo que el otro, no hay corrimiento de los electrones hacia el lado de uno de los átomos del enlace. Ejemplos de esto son: O2, Cl
2, Br2.

Si la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman al enlace es mayor a 0,4 se tiene un enlace covalente polar porque hay unj corrimiento de los electrones compartidos hacia el átomo más electronegativo. Esto provoca que el átomo hacia donde están más corridos los electrones compartidos se comporta como polo negativo y el otro como polo positivo. A esto se le llama dipolo eléctrico y se representa a través de una flecha que apunta hacia el polo negativo y cuya cola representa al polo positivo. Esta flecha es la magnitud del enlace polar o magnitud del dipolo eléctrico y se trata de una magnitud vectorial.

En matemática, las magnitudes vectoriales son aquellas que no solo dependen de su valor sino también de su dirección y sentido, por eso se representan con flechas. Una magnitud vectorial muy utilizada cotidianamente es la velocidad, ya que no solo depende de su magnitud sino también de la dirección y sentido en la que se mueve el cuerpo cuya velocidad se está midiendo. En el caso de los momentos dipolares, para explicarlo de una manera sencilla y no tan técnica, la longitud de la flecha representa al valor de la diferencia de electronegatividad, la dirección es el ángulo de la flecha y el sentido es hacia cuál de los dos extremos de la flecha se dirige la polaridad.


Determinar si una molécula covalente es polar, no depende solamente del valor de la diferencia de electronegatividad, sino que también de la organización de los enlaces en la molécula, o sea la forma de la molécula. En otras palabras, depende del momento dipolar de todos sus enlaces:


En el CO2 (dióxido de carbono) hay dos enlaces dipolares C=O. Como el Carbono tiene 4 electrones en su capa de valencia y necesita 4 más para completarla, y el Oxígeno tiene 6 en la capa de valencia y requiere 2 más para completarla, se necesitan 2 átomos de Oxígeno que compartan cada uno 2 de sus 6 electrones de valencia para llenar a la capa de valencia de un único átomo de Carbono que comparte sus 4 electrones de valencia con los átomos de Oxígeno (comparte 2 electrones de sus 4 electrones con cada Oxígeno).


Cada uno de sus enlaces doble C=O tiene una diferencia de electronegatividad de 1 (3,5 del O - 2,5 del C), lo suficiente como para considerarse polar. No obstante, el CO2 no presenta polaridad eléctrica y por ende no es soluble en agua. Lo que ocurre es que al ser más electronegativo el Oxígeno, los electrones compartidos están más corridos hacia el lado del O, dándole una polaridad más negativa. Esto genera repulsión entre los átomos de Oxígeno, ya que ambos son negativos (los polos iguales se repelen) y se posicionan en los lados opuestos de la molécula. Los momentos dipolares (o sea la polaridad eléctrica) se dirigen hacia ambos extremos opuestos, o sea desde el Carbono a los átomos de Oxígeno. Entonces, como tienen un mismo valor, misma dirección, pero sentido opuesto, la magnitud de la polaridad se anula y el valor neto de polaridad eléctrica del CO2 es nulo.

Para conocer la polaridad neta de una molécula formada por dos o más enlaces con dipolo eléctrico hay que sumar a los vectores que representan cada momento dipolo de estos enlaces. La técnica matemática para sumar vectores es sencilla. Se debe tomar a cada uno de los vectores que participan de la operación en cuestión, y colocar el extremo de origen de cada uno (salvo del primer vector de la suma) en la misma posición del extremo final del vector anterior. En otras palabras, hay que hacer coincidir el extremo de origen del segundo vector de la suma con el extremo final del primer vector, el extremo de origen del tercer vector con el extremo final del segundo vector, y así con los demás. Una vez colocados todos los vectores en sus posiciones de suma, se deben unir el extremo de origen del primer vector con el extremo final del último vector, y así el vector que se forme de esta unión, será el resultado de la suma vectorial.


El agua (H2O) al igual que el dióxido de carbono (CO2) posee dos enlaces polares, sin embargo sus polaridades no se cancelan y la molécula es altamente polar. Esto ocurre porque los dos átomos de Hidrógeno no están posicionados en los extremos opuestos sino que los enlaces forman un ángulo de 104,45º entre sí.

El Oxígeno tiene 6 electrones en su capa de valencia y requiere 2 más para llenarla, mientras que el Hidrógeno tiene 1 electrón de valencia y requiere 1 más para llenarla. El Oxígeno comparte 2 de sus 6 electrones de valencia (1 con cada Hidrógeno) y cada uno de los dos Hidrógenos le comparte 1 electrón, de esta forma se estabilizan y forman una molécula de H2O formada por dos enlaces covalentes polares H-O. La diferencia de electronegatividad de cada enlace H-O es 1,4 (3,5 del O - 2,1 del H = 1,4), con corrimiento de los electrones hacia el lado del O. Como los dos átomos de Hidrógeno tienen carga positiva, se repelen y deberían posicionarse en los extremos opuestos de la molécula, aunque esto no es lo que ocurre. Debido a que el Oxígeno además tiene dos pares de electrones no compartidos, estos por repulsión de misma carga eléctrica empujan a los enlaces H-O, y se posicionan en un ángulo de 104,45º entre sí. Si se hace la suma vectorial de sus momentos polares, no se cancelan (a diferencia del CO2 en el que los enlaces C=O forman un ángulo de 180º entre sí, y sus polaridades se cancelan).

Es a causa de su alta polaridad, que el agua sirve para disolver a tantas sustancias polares, lo que la convierte en una sustancia fundamental para la existencia de la vida, un fenómeno bioquímico que en realidad está basado en reacciones químicas que ocurren en disoluciones. Por lo tanto, si el agua no fuese polar, la vida no existiría, al menos no como se la conoce.

 

 

5. Cómo medir la concentración de soluto en una disolución

Cuando en una solución la proporción de soluto disuelto es alta respecto al total de la solución, se dice que se tiene una solución concentrada, mientras que si la proporción del soluto es baja respecto al total de la solución, se dice que la solución es diluida.
 
Para conocer el número o cantidad de moléculas de soluto disueltas en una solución, se debe medir su concentración. El concepto de concentración de un tipo de soluto en una solución, se refiere a la cantidad de soluto sobre el total de solvente y solutos de la solución.

Para poder medir la concentración de soluto en una solución hay que saber qué son la masa atómica, la masa molecular y los moles.

Debido a que las moléculas y los átomos que las componen son extremadamente pequeños y difíciles de pesar, fue necesario idear métodos alternativos para medir la masa individual de cada átomo y cada molécula.

Los átomos están compuestos por diminutas partículas llamadas protones y neutrones en su núcleo atómico, y electrones que orbitan alrededor del núcleo. Cada tipo de átomo (a los tipos de átomos se los denomina elementos) tiene un número distinto de protones. De hecho, los distintos elementos se catalogan u ordenan por su cantidad de protones en una tabla llamada tabla periódica. Cada átomo de Hidrógeno tiene un protón, cada átomo de Helio tiene dos protones, los de Litio tres, etc. A la cantidad de protones que tiene cada elemento se lo conoce como número atómico. Además existe un indicador llamado número de masa, que indica la cantidad de neutrones y protones que tiene el núcleo de cada elemento. Por ejemplo, el tipo de carbono que más abunda en la tierra es el de número de masa 12, ya que su núcleo está compuesto por 6 protones (6 es el número atómico del carbono) y 6 neutrones.

La masa atómica indica la masa de un átomo de un determinado tipo de elemento. Para medir la masa atómica de cualquier tipo de elemento químico, los científicos idearon arbitrariamente utilizar como patrón de referencia al elemento carbono (cuyo número de masa es 12) descubriendo que en 12 gramos de carbono hay 6.022 × 1023 átomos de carbono, es decir, ¡algo más de 602.000 trillones de átomos!
Tomando como referencia la doceava parte (1/12) de la masa atómica del carbono, se encontró que en 1 gramo de hidrógeno hay 6.022 × 1023 átomos de hidrógeno, en 4 gramos de helio hay  6.022 × 1023 átomos de helio, en 16 gramos de oxígeno hay 6.022 × 1023 átomos de oxígeno. Por lo tanto, la masa atómica es la cantidad de gramos de un determinado elemento en la que hay 6.022 × 1023 átomos de ese tipo de elemento. El valor de la masa atómica de cada elemento es casi igual al valor de su número de masa (la cantidad de protones y neutrones que tiene en su núcleo), en algunos elementos pueden diferir apenas por décimas, centésimas o incluso milésimas. Entonces, la unidad de masa atómica fue establecida arbitrariamente como la doceava parte (1/12) de la masa atómica del carbono.

Por su parte, la masa molecular de un determinado tipo de molécula, equivale a la suma de las masas atómicas de los elementos que componen a dicho tipo de molécula. Por ejemplo, cada molécula de agua está compuesta por dos átomos de hidrógeno (H) y uno de oxígeno (O) por lo que el agua se simboliza H2O, y como la masa atómica del hidrógeno es 1 y la de oxígeno es 16, la masa molecular del agua es 18. Por lo tanto, en 18 gramos de agua hay 6.022 × 1023 moléculas de agua. Otro ejemplo es el de la sal de cocina (NaCl), cuyas moléculas están compuestas por un átomo de sodio (Na) y uno de Cloro (Cl). La masa atómica del sodio es 22,9897 y la del cloro es 35,4527, por lo tanto en 58,4424 gramos de sal (22,9897 + 35,4527) hay 6.022 × 1023 moléculas de sal.

A este número de átomos o moléculas (6,022 x 1023) que se necesitan para obtener la masa atómica en gramos de un átomo o la masa molecular en gramos de una molécula, se lo denomina mol. El mol es la unidad de medida que permite conocer la cantidad que se tiene de una determinada sustancia, y sirve para medir grandes cantidades de entidades extremadamente pequeñas como los átomos y moléculas. Así, 1 mol de agua equivale a 18 gramos y 1 mol de sal de cocina equivale a 58,4424 gramos.
Gracias a los moles se puede saber cuántos átomos o moléculas hay en una determinada muestra. Por ejemplo, en 180 gramos de agua hay 10 moles de agua y por lo tanto 6.022 × 1024 moléculas de agua (¡esto es más de 6 cuatrillones de moléculas!). El cálculo para averiguar la cantidad de moléculas en 180 gramos de agua es el siguiente:

 

(180 gramos de agua) / (18 gramos por cada mol de agua) = 10 moles de agua

(10 moles de agua) x (6.022 × 1023 moléculas por mol de agua) = 6.022 × 1024 moléculas de agua

 
En la tabla periódica de elementos químicos figura la masa atómica de cada elemento.

Ahora que se ha explicado qué son los moles, se puede proseguir con la explicación de cómo medir la concentración de solutos en una solución. Hay varias formas de expresar la concentración de solutos disueltos en una solución.

Porcentaje de masa del soluto sobre la masa total de la solución:

Por ejemplo, si una solución contiene una 100 gramos de agua y 25 gramos de azúcar disuelta, esto significa que la concentración de azúcar en la solución es 20%, ya que el 80% del total de la solución está ocupado por moléculas de agua, mientras que el 20% del total de la solución está ocupado por moléculas de azúcar. El cálculo para obtener la concentración porcentual de soluto en la solución es la siguiente:


[(25 gramos de azúcar) / (100 gramos de agua + 25 gramos de azúcar)] x 100 = 20% de concentración porcentual de azúcar

 
Molaridad:


Esta es la forma más utilizada para medir la concentración de soluto en una solución cuando se necesita conocer la presión osmótica que se desarrolla en una solución durante el proceso de ósmosis. La molaridad indica la cantidad de moles de soluto disuelto por litro de solución. La molaridad se simboliza con la letra M. Por ejemplo, si se disuelven 0,250 moles de sal de cocina (NaCl) en una solución de 0,200 litros la molaridad es la siguiente:

M = 0,250 moles de NaCl / 0,200 L de solución = 1,25 mol/L de solución

Molalidad:

Otra forma de medir la concentración de soluto en una solución para averiguar la magnitud de su presión osmótica es la molalidad, en la cual se indica la cantidad de moles de soluto disuelto por kilogramo de solvente. La molalidad se simboliza con la letra m. Por ejemplo, si se disuelven 0,250 moles de glucosa en 0,100 kg de agua, la molalidad es la siguiente:

m = 0,250 moles de glucosa / 0,100 kg de solución = 2,5 mol/kg de agua


 

Fuentes de información:


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