7.S: Soluciones acuosas (Resumen)

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Los enlaces covalentes formados entre átomos de diferente electronegatividad son polarizados, dando como resultado un enlace que es rico en electrones en un extremo y pobre en electrones en el otro. Se dice que los enlaces covalentes que se polarizan tienen un dipolo, donde el término momento dipolar se refiere a la dirección y magnitud de la separación de carga.
Si una molécula es asimétrica (como una molécula con una estructura curva) los dipolos locales a lo largo de enlaces covalentes pueden combinarse, generando un dipolo molecular, en el que toda la molécula tiene un desequilibrio con respecto a la distribución de electrones. Esto se puede mostrar con una flecha dipolo (con un extremo positivo) que indica la dirección de la separación de carga en la molécula.
Si una molécula es simétrica (como BH ₃, que es plano trigonal), los dipolos individuales asociados a los enlaces covalentes se cancelan, dejando una molécula sin dipolo molecular.
El agua tiene un dipolo molecular significativo, lo que le permite interactuar fuertemente con otras moléculas polares y con iones individuales de compuestos iónicos. Debido a esto, el agua es capaz de romper la atracción electrostática entre los iones en los compuestos y mover los iones a la solución. En solución, los cationes estarán rodeados por una cubierta de solvatación donde las moléculas de agua se orientan de manera que el extremo negativo de la molécula de agua interactúe con el catión. Asimismo, el extremo catiónico del agua rodeará y solvatará aniones.
La molaridad se define simplemente como el número de moles de un soluto disuelto en un litro de disolvente, o (moles/l). La abreviatura de molaridad es la M mayúscula.
Debe recordar que la concentración multiplicada por volumen da el número de moles de soluto; (moles/L) × L=Moles.
Cuando se le da la cantidad de soluto en gramos, recuerde, la masa dividida por la masa molar da moles. Dividir esto por volumen (en litros) da molaridad;\[\frac{\left ( \frac{grams}{grams/mole} \right )}{L}=molarity \nonumber \]
En una solución estándar, simplemente conocemos la molaridad del soluto (s). Debido a que la concentración (la molaridad) multiplicada por volumen nos da moles, podemos calcular el número de moles en volumen dado y usar este valor en cálculos estequiométricos estándar.
Una muestra de una solución de volumen conocido se denomina alícuota. Cuando una alícuota de una solución se diluye en un volumen mayor, la concentración final puede calcularse como:\[\left ( \frac{volume\; of\; the\; aliquot}{final\; volume} \right )=\left ( \frac{final\; concentration}{stock\; concentration} \right ) \nonumber \] o\[\left ( \frac{V}{V_{f}} \right )=\left ( \frac{C_{f}}{C_{i}} \right ) \nonumber \] donde C _i y C _f son las concentraciones madre y finales, respectivamente, V es el volumen de la alícuota y V _f es el volumen final de la solución. Esta relación también se suele afirmar como V ₁ C ₁ = V ₂ C ₂, donde los subíndices se refieren a las concentraciones y volúmenes iniciales y finales.