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Fundamentos químicos de la Ingeniería Ingeniería químicaUniversidad de Huelva
Tema I
DISOLUCIONES
1. Las sustancias en la naturaleza. Disoluciones2. Concentración de las disoluciones.3. Propiedades coligativas de las disoluciones.4. Disoluciones líquido-líquido.5. Coeficiente de reparto.6. Disoluciones de gases en líquido.7. El estado coloidal.
Estructura de la materia
El Universo y los cambios que se producen en él, pueden describirse en función de dos
conceptos fundamentales: Materia y energía.
Materia es todo aquello que ocupa un espacio y posee masa; las rocas, el agua y el aire
son materia. Energía es una propiedad asociada al estado de un sistema. Si un sistema cambia de
estado, ha cambiado de energía (así una pelota de golf, es un sistema con mas energía después
de ser golpeada, que antes de serlo).
Son muchas las clases de materia existentes, y en general se les denomina sustancias.
La Química se encarga de determinar la composición y estructura de las sustancias,
estableciendo las relaciones entre las propiedades de las sustancias y su composición y
estructura, así como las transformaciones que ocurren en las sustancias (reacciones
químicas), por las que unas sustancias se transforman en otras.
Elementos y compuestos
El primer intento realizado por el hombre de comprender el mundo natural, se realizó en
Grecia. Los griegos propusieron que cualquier cosa material existente estaba compuesto de
cuatro elementos, o sustancias básicas, que combinados entre sí, daban lugar a la formación de
todas las demás sustancias. Estos elementos eran agua, aire, tierra y fuego (así la luz del sol era
una mezcla de fuego y aire, y el hielo, agua a la que se había conferido la dureza de la tierra).
Ésta idea lejos de ser ingenua, sugiere ideas fundamentales para la concepción del
mundo:
o Alumbra la idea de los distintos estados físicos de la materia.
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o Se reconoce la importancia de la energía (fuego), en los cambios que sufren las
sustancias.
o Advierte de la complejidad de la materia, toda ella formada por sustancias básicas.
Hoy día se denomina elemento, a una sustancia que no puede descomponerse en otra mas
sencilla por medio de una reacción química. Así la tierra o el agua deja de ser un
elemento, y sin embargo el hidrógeno o el oxígeno, sí lo son porque hasta ahora nadie ha
conseguido descomponerlos en otras sustancias mas sencillas por medio de reacciones
químicas. En consecuencia, el hidrógeno o el oxígeno se consideran elementos mientras que
el agua, que resulta de la combinación de ambos, se le denomina compuesto.
Pero ¿cuál es la causa de las diferencias entre los distintos elementos, y por lo tanto
entre los compuestos?
También en la Grecia clásica, Demócrito, propuso que la materia estaba compuesta de
partículas muy pequeñas e indivisibles. A principios del S. XIX, Dalton demostró que ésta
idea explicaba la naturaleza de los elementos y de los compuestos, así como sus
transformaciones (Dalton llamó a éstas pequeñas partículas, átomos).
De esta manera un elemento puede definirse como una sustancia que está constituida
por una sola clase de átomos y un compuesto, puede definirse como una sustancia que
contiene dos o mas clases de átomos combinados entre sí en proporciones fijas.
Una reacción química, por su parte, quedaría definida como una reorganización de los
átomos con respecto a sus combinaciones originales, para dar lugar a nuevas
combinaciones, pero en el transcurso de esta transformación, los átomos, como tales, no
cambian.
Sustancias y mezclas
Todos los materiales que nos rodean son o mezclas de dos o mas sustancias, o son
sustancias simples (y cada sustancia o es un elemento –por ejemplo el magnesio-, o es un
compuesto –por ejemplo el cloruro sódico). Cada sustancia además, reúne una serie de
propiedades que permiten distinguirla de las demás: Son las propiedades físicas que son las
que se observan cuando dicha sustancia se estudia aislada de las demás, y las propiedades
químicas que se observan cuando una sustancia se hace reaccionar con otra bajo unas
condiciones concretas.
Toda sustancia tiene una composición constante, y si se trata de un compuesto,
cualquier muestra de este, contendrá el mismo número relativo de átomos de cada clase.
Reservamos el nombre de sustancia pura, para aquella que es una sustancia simple y no
una mezcla de sustancias.
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Llamamos mezcla heterogénea a aquellos materiales en los que la composición y
propiedades de todos sus puntos, no resultan uniformes, y en general, sus componentes pueden
separarse por la diferencia de alguna propiedad física.
Se llama mezcla homogénea (o disolución), a la mezcla que presenta uniformidad de
propiedades y de composición en todos los puntos de la muestra. Los componentes de una
mezcla homogénea, al igual que los de una mezcla heterogénea pueden separarse por métodos
físicos (así, calentando, pueden separarse los componentes de una disolución de sal en agua).
Hay que advertir que no todas las disoluciones son líquidas: El aire puro y seco, es una
disolución –es decir una mezcla homogénea de gases-, o el oro utilizado en joyería es una
disolución sólida de cobre o plata en oro.
¿Qué es lo que distingue una mezcla homogénea de una sustancia pura?
Si bien es cierto que las propiedades de una mezcla homogénea de una composición
dada, no varían en sus diferentes puntos, también es cierto que distintas mezclas homogéneas,
de los mismos componentes, no tienen por qué tener la misma composición (piénsese que
podemos obtener mezclas homogéneas de azúcar en agua, de diferentes cantidades de azúcar).
Sin embargo una sustancia pura siempre tiene la misma composición y propiedades y sus
componentes no pueden separarse por métodos físicos sino químicos (por ejemplo el agua como
sustancia pura, siempre tiene de fórmula H2O).
Moléculas y cristales
En un principio se pensó que las unidades mínimas de los elementos eran los
átomos considerados individualmente; y las de los compuestos, las moléculas ,
consideradas como agrupaciones de átomos.
La verdad está en que los átomos de los elementos y los compuestos se unen
entre sí para formar dos tipos básicos de agrupaciones: Moléculas de elementos o de
compuestos o redes cristalinas:
o Las moléculas de elementos están formadas por dos o más átomos de un mismo
elemento. Las moléculas de compuestos, están formadas por dos o más átomos
de diferentes elementos.
o Las redes cristalinas están formadas por un número indeterminado de partículas
elementales que se disponen constituyendo una estructura geométricamente
ordenada.
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ÁTOMOS
SUSTANCIAS PURAS
CRISTALESFormados por un número indefinido de átomos del mismo elemento dispuestos en una estructura espacial ordenada
Niveles de organización de la materia
Mezclas ordinarias y dispersiones
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ELEMENTOS-Formados por átomos iguales.-No pueden descomponerse en otros materiales mas sencillos.- Son las sustancias puras mas simples.
COMPUESTOS QUÍMICOSFormados por átomos distintos.Pueden descomponerse en materiales mas sencillos.
MOLÉCULASFormadas por dos o mas átomos del mismo elemento
MOLÉCULASFormadas por dos o más átomos de diferentes elementos
CRISTALESFormados por un número indefinido de partículas que se disponen en una estructural espacial ordenada
Se agrupan
en
Pueden formar
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Una vez comentada la organización de la materia en sus distintos niveles,
conviene hablar más concretamente de lo que llamamos disolución. Para ello
comparemos que ocurre cuando en un tubo de ensayo juntamos hierro y azufre
finamente divididos, y en otro tubo de ensayo juntamos un terrón de azúcar en agua, y
cada uno de ellos lo agitamos. En el primer caso a simple vista, se distinguen las
partículas constituyentes y éstas conservan sus propiedades físicas y químicas
individuales, de manera que se podrán separar fácilmente por algún método físico
(como puede ser pasando un imán para retirar las limaduras de hierro, o disolviendo el
azufre en sulfuro de carbono). En el segundo caso, observaremos que el azúcar
desaparece (en realidad lo que ocurre es que el tamaño de las partículas que se
entremezclan es tan pequeño, que no pueden distinguirse a simple vista).
Respectivamente hablamos de mezclas ordinarias y dispersiones:
o Mezcla ordinaria es el cuerpo heterogéneo que resulta de la interposición de
las partículas de varias sustancias, las cuales entran en proporciones
variables, se distinguen a simple vista y pueden ser separadas por
procedimientos físicos.
o Dispersión es la distribución de pequeñas partículas de una sustancia en el
seno de otra.
En cada dispersión se distinguen, la sustancia que se distribuye, o fase dispersa (en
las disoluciones se llama soluto), y el medio en que se distribuye que generalmente
entra en mayor proporción (que en las disoluciones se llama disolvente).
Clasificación de las dispersiones
Según el criterio de Ostwald, basado en el tamaño de las partículas de soluto y
en las características físicas de la dispersión, se tiene:
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Dispersión Tamaño de las partículas del soluto
Características físicas
Disoluciones verdaderas 0,01mμ – 1 mμ Claras, no sedimentan, cristalizan, invisibles, atraviesan filtros y membranas
Disoluciones coloidales 1mμ – 100 mμ Claras, no sedimentan, no cristalizan, atraviesan filtros ordinarios pero no membranas, visibles con ultramicroscopios.
Suspensiones 100 mμ - 100μ Turbias, sedimentan, no atraviesan filtros ordinarios ni membranas, visibles a simple vista o con microscopio ordinario
Las disoluciones se definirán como mezclas homogéneas resultantes de la
interposición de átomos, moléculas o iones de dos o mas sustancias, las cuales
intervienen en proporciones variables. En una disolución, tanto el soluto como el
disolvente conservan sus propiedades químicas, en cambio, las propiedades físicas
de la disolución, son distintas de los de cada uno de los componentes (densidad,
presión de vapor, puntos de fusión y de ebullición,...).
Clases de disoluciones:
Tabla 1.
Soluto Disolvente EjemplosSólidoLíquidoGas
SÓLIDOSÓLIDOSÓLIDO
AleacionesAmalgamasHidrógeno ocluido en platino
SólidoLíquido Gas
LÍQUIDOLÍQUIDOLÍQUIDO
Azúcar en aguaAlcohol en aguaAmoníaco en agua
SólidoLíquidoGas
GASGASGAS
Humo NieblaAire
En ésta clasificación, se ha atendido al estado físico inicial del soluto y del disolvente, teniendo en cuenta que la disolución adopta siempre el estado físico del éste
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Tabla 2.
Tipo DefiniciónDiluida La proporción de soluto respecto a la de disolvente es pequeñaConcentrada * La proporción de soluto respecto a la del disolvente es grandeSaturada Es la disolución que contiene la máxima cantidad de soluto
disuelto, a una determinada temperaturaSobresaturada Si contiene más cantidad de soluto de la que realmente admite
el disolvente
El criterio utilizado en esta clasificación, es la proporción de soluto respecto a la de disolvente.* Algunos autores adoptan como criterio de disolución diluida aquella que se halla lejos de la
saturación, y concentrada, próxima a la saturación.
Se llama solubilidad, de una sustancia a la concentración de la disolución en el
estado de saturación (o también la máxima cantidad de soluto que puede disolverse
en una cantidad dada de disolvente, a una determinada temperatura). La solubilidad
de una sustancia depende, entre otros factores, de la naturaleza del disolvente y del
soluto, de la temperatura y de la cantidad de disolvente.
Se acostumbra a llamar solubles a las sustancias que lo son en mas de 10 gramos
por litro, poco solubles si están entre 1 y 10 gramos por litro e insolubles si no
llegan al gramo por litro.
Concentración de las disoluciones
Unidades físicas: No tienen en cuenta la fórmula o composición química del soluto
Tipo Definición
% en peso Gramos de soluto en cada 100 gramos de disolución. Es la forma mas utilizada dentro de la expresión en unidades físicas. (Cuando se dice que una disolución de alcohol es del 96%, se indica que en 100 gramos de disolución, 96 son de alcohol y 4 gramos son de agua; no que hay disueltos 96 gramos de alcohol en 100 g de agua)
Gramos de soluto en 100 gramos de disolvente% en volumen Gramos de soluto en 100 cm3 de disolución.
g/L Gramos de soluto en 1 litro de disolución
Partes por millón (ppm)
Miligramos de soluto en 1 litro de disolución
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Unidades químicas: Tienen en cuenta la composición de la sustancia disuelta. Son más utilizadas
que las anteriores.
Tipo Definición
Normalidad Número de equivalentes (*) de soluto que hay en 1 litro de disoluciónMolaridad Moles de soluto contenidos en 1 litro de disolución.Molalidad Moles de soluto contenidos en 1 Kg de disolventeFracción molar
Relación entre el número de moles de soluto y el número total de moles(suma de el número de moles del soluto y el del disolvente)
Grados Baumè (para líquidos más densos que el agua)
d = 145/ 145 – n(d es la densidad en g/cm3
n es la concentración en grados Baumé)
Grados Baumè (para líquidos menos densos que el agua)
d = 140/130 + n
El número de equivalentes de una sustancia relaciona el peso de dicha sustancia con su peso equivalente. A su vez, el peso equivalente de una sustancia, relaciona su masa atómica o
molecular (de acuerdo con que se trate de un átomo o molécula) con su “valencia” en el caso de que se trate de un átomo, con el número de hidrógenos sustituidos, el caso de que sea un
ácido, con el número de oxhidriloiones en el caso que sea una base, con el número de electrones transferidos, en el caso de una sustancia redox o con el número de átomos del
metal multiplicados por su valencia, si se trata de una sal
Propiedades coligativas de las disoluciones
Cuando se disuelve un soluto en un disolvente, algunas propiedades de éste se
modifican, en muchos casos, de manera apreciable. Éstas modificaciones están
relacionadas, siempre con la concentración del soluto y, a veces, con la naturaleza
de soluto. Así, por ejemplo, si se disuelve sal común en agua, se observa una
disminución de volumen, es decir, el volumen total de la disolución es menor que la
suma de los volúmenes de agua y de sal, antes de disolverse.
Las propiedades del disolvente que se modifican, no por la naturaleza del
soluto, sino por la mayor o menor concentración de éste, reciben el nombre de
propiedades coligativas.
Entre las mas importantes están la presión de vapor, punto de congelación, punto
de ebullición y presión osmótica.
Las variaciones de estas propiedades coligativas, están recogidas por leyes que
solo se cumplen con exactitud en las llamadas disoluciones ideales que es aquella
en que:
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o Las partículas del soluto son perfectamente elásticas.
o Las partículas del soluto están tan alejadas entre sí que no hay fuerzas
atractivas entre ellas.
o La disolución es tan diluida que el volumen del soluto es despreciable frente
al del disolvente.
Disminución de la presión de vapor en las disoluciones: Ley de Raoult
Cuando se evapora un líquido puro, algunas de las moléculas existentes en su
superficie, adquieren la energía necesaria para abandonar la masa líquida y pasan a
la fase gaseosa, mientras que otras, ya en estado gaseoso, vuelven a ser retenidas por
el líquido y retornan a la fase líquida.
Al inicio de la evaporación son más las moléculas que pasan al estado gaseoso
que las que retornan a la fase líquida, pero al tiempo, se consigue un estado de
equilibrio, en el cual en la unidad de tiempo, el número de moléculas que abandonan
el líquido, es igual al que retornan a él: Cuando se alcanza este estado de equilibrio,
entre el líquido y su vapor, éste ejerce una determinada presión , llamada presión de
vapor, cuyo valor depende de la temperatura a la que se haya hecho el proceso. Se
llama también temperatura de ebullición de un líquido, a la temperatura a la cual su
presión de vapor iguala a la presión externa.
Raoult (1884) observó que cuando a un disolvente líquido, se le añade un
soluto no volátil, la presión de vapor de la disolución es menor que la presión de
vapor del disolvente puro.
La explicación de este hecho es sencilla: Si admitimos que la presión de vapor
depende de la velocidad con que se escapan las moléculas de la superficie de un
líquido, la presencia del soluto obliga a que algunas de sus moléculas reemplacen a
las de disolvente, a la vez que se ejercen fuerzas atractivas sobre ellas, y en
consecuencia, la velocidad de evaporación del disolvente, tiende a disminuir.
Raoult, propuso que:
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el descenso relativo de la presión de vapor de un disolvente puro, cuando se le
agrega un soluto no iónico, ni volátil, coincide con el valor de la fracción
molar del soluto:
P0 - P = xsol
P0
(P0 y P son las presiones de vapor del disolvente puro y de la disolución y xsol, la fracción molar del soluto)
De otra manera puede ponerse:
1 - P = Número de moles de soluto = ns
P0 nº moles soluto + nº moles disolvente ns + nd
P = 1 - ns = xd P0 ns + nd
P = P0.xd
La presión de vapor de la disolución, es igual a la presión de vapor del disolvente puro, a esa temperatura, por la fracción
molar del disolvente
Se insiste en que esta ley solo se cumple concierto rigor, en aquellos casos en que el soluto no es iónico ni volátil –como ocurre en ciertos compuestos orgánicos-. Cuando se trata de sustancias inorgánicas, las disoluciones obtenidas presentan presiones de vapor inferiores a las deducidas
por la ley de Raoult
Descenso crisoscópico y aumento ebulloscópico: Leyes de Raoult
Es conocido desde antiguo, el hecho de que el punto de congelación de una
disolución, es inferior al del disolvente puro (por eso en los climas fríos, es
costumbre añadir un soluto, al agua de los radiadores de los automóviles para evitar
su congelación), así como el hecho de que una disolución hierve a una temperatura
superior a la que le corresponde al disolvente puro.
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Ambos fenómenos tienen una explicación similar: Acabamos de ver que para
que un líquido hierva, es necesario que su presión de vapor iguale a la presión
exterior (en recipientes abiertos, la presión atmosférica). Como acabamos de decir,
la presencia de un soluto en un disolvente, hace disminuir su presión de vapor, y en
consecuencia necesitará de una mayor temperatura, para conseguir la presión de
vapor exigible en la ebullición.
Igualmente, como la presión de vapor de una disolución siempre es menor que la
del disolvente puro, el punto de congelación de la disolución deberá ser menor que
el del disolvente.
Ahora bien el fenómeno no es tan sencillo como a primera vista parece. De
hecho cuando se tiene una disolución y se alcanza su punto de congelación, esto
quiere decir que es entonces cuando empieza a formarse el “primer cristal” del
disolvente, con lo cual la disolución se concentra mas en soluto y sigue
disminuyendo su presión de vapor, lo que exige un mayor enfriamiento para
solidificar mas disolvente, y así sucesivamente hasta que solidifique totalmente la
disolución (aunque nosotros tomamos como punto de congelación, aquel en el que
aparecen los primeros cristales sólidos).
Raoult (1884) propone que:
En disoluciones diluidas, no iónicas ni volátiles, el aumento en el punto de ebullición –aumento ebulloscópico- y el descenso en el punto de congelación –descenso crisoscópico-, del disolvente, son directamente proporcionales a la
concentración molal del soluto y dependen de la naturaleza del disolvente, pero no de la del soluto:
(m representa el número de moles de soluto por Kg de disolvente, y K es una constante de proporcionalidad, característica de cada disolvente, y distinta, según se trate de un aumento
ebulloscópico, Ke, o de un descenso crioscópico, Kc y que representa el aumento en el punto de ebullición o el descenso en el punto de congelación, que experimenta un Kg de disolvente al
añadirle un mol de soluto
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ΔT = K. m
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Las tres primeras propiedades coligativas se pueden visualizar con un diagrama
de fases del disolvente:
El diagrama de fases del disolvente se indica por la raya roja de la figura. Si se añade un soluto no volátil a éste disolvente, en pequeña cantidad para que la disolución se pueda considerar ideal, la
presión de vapor de la disolución disminuye y la curva se desplaza paralela a la del disolvente, en una cantidad ΔP = P0 – P. La nueva curva está indicada por la línea verde. Como consecuencia de esto, la
curva de equilibrio entre el sólido y el líquido, se desplaza hacia la izquierda.Los puntos de fusión y ebullición vienen dados por la intersección de la recta P = 1 at con las curvas.
Como se ve el punto de fusión de la disolución se desplaza hacia la izquierda y el de ebullición a la derecha, habiendo respectivamente un descenso y un aumento. Se ve también que
ΔTf > ΔTe
Ósmosis. Presión osmótica. Hipótesis de Van´t Hoof.
En una disolución diluida, las partículas dispersas se comportan de modo
análogo a como se comportan las moléculas de un gas; por lo tanto debe suceder que los
choques de las partículas sobre las paredes del vaso originen una presión. Efectivamente
así ocurre, aunque para poner de manifiesto ésta presión, llamada presión osmótica, hay
que recurrir a artificios adecuados consistentes en emplear una membrana
semipermeable, es decir que permita el paso de las moléculas del disolvente pero no las
del soluto.
Supongamos dos vasos A y B que comunican entre sí y en los que la presión
hidrostática es la misma: En A hay agua y en B la disolución. Tan pronto establezcamos
la comunicación entre los dos vasos, habrá un doble movimiento de difusión molecular
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de A a B y viceversa hasta que la composición se haga homogénea. Esto es posible
debido a que las partículas disueltas, como si de moléculas gaseosas se tratara,
tienden a ocupar el mayor volumen posible, y a su vez las del líquido puro, tienden a
penetrar en la disolución.
Sin embargo colocando entre ambos recipientes una membrana semipermeable
MN, a través de ella solo podrán pasar las moléculas del disolvente, como si fueran
atraidas por la disolución y el proceso continuará hasta que el líquido alcance en B un
desnivel h, tal que sobre dicho tabique MN ejerza una presión hidrostática adicional
P = ρ. g . h . Es decir, la presión osmótica representa la diferencia de presión que es
preciso establecer entre un disolvente puro y una disolución, para que las moléculas
del primero, tengan la misma tendencia a escapar de las dos fases líquidas, y por lo
tanto, se establezca el equilibrio entre ellas:
Explicación de la presión osmótica y su medida
La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones
biológicas.
Si queremos seguir ampliando el estudio de la presión osmótica, debemos distinguir,
antes de nada, los conceptos de difusión y ósmosis.
Entendemos por difusión el proceso mediante el cual las partículas de un soluto,
tienden a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que le sea
accesible.
La presencia de una membrana separando medios diferentes, impone restricciones al
proceso de difusión, restricciones que van a depender del tamaño relativo entre los
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poros de la membrana y el tamaño de las partículas disueltas. Hay cuatro tipos de
membranas:
TIPO DE MEMBRANA TAMAÑO RELATIVO PORO/PARTÍCULA
Impermeables No son atravesadas ni por el soluto ni el disolvente
Semipermeables No son atravesadas por solutos verdaderos pero si por el agua.
Dialíticas Son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales.
Permeables Dejan pasar solutos verdaderos, coloidales y agua. Son impermeables a las disoluciones groseras
La ósmosis es la difusión de líquidos a través de membranas.
Si tenemos una disolución de NaCl separada del disolvente por una membrana
semipermeable, el agua tiende a pasar la membrana pasando de la disolución más
diluida a la más concentrada, o sea en el sentido de igualar las concentraciones. Ésta
tendencia es debida a la existencia de una presión de vapor entre las dos disoluciones.
La presión osmótica puede definirse como la tendencia a diluirse de una disolución
separada del disolvente puro, por una membrana semipermeable.
Según la presión osmótica, podemos clasificar las disoluciones en:
Isotónicas: Disoluciones que presentan igual presión osmótica que otra tomada
como referencia.
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Hipotónicas: Disoluciones que presentan menor presión osmótica que la
utilizada como referencia.
Hipertónicas: Disoluciones que presentan mayor presión osmótica que la
utilizada como referencia.
Ley de Van´t Hoff; analogía entre gases y disoluciones diluidas
La semejanza ya descrita entre gases y disoluciones diluidas en las que las partículas
disueltas en ellas tienden a ocupar el mayor volumen posible, no es sólo cualitativa sino
también cuantitativa como demostró Van´t Hoff, de tal forma que las leyes de los gases
perfectos pueden aplicarse a las disoluciones diluidas, deduciéndose para éstas la misma
ecuación de estado de los gases perfectos:
Consecuencias:
o Si tenemos dos disoluciones separadas por una membrana semipermeable, habrá
equilibrio cuando ambas presiones osmóticas sean iguales, o sea isotónicas.
o Si las presiones osmóticas no son iguales, se establece una corriente osmótica
que transporta disolvente puro desde la disolución mas diluida a la mas
concentrada y que no cesará hasta que las dos disoluciones sean equimoleculares
o isotónicas
Esto explica por qué si introducimos semillas de garbanzos o judías por ejemplo, en
agua pura (hipotónica), se hinchan, pero si las sumergimos en agua muy salada
(hipertónica) pierden humedad y se arrugan.
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Π = c.R.T(la presión osmótica es proporcional a la
concentración molecular –o al número de partículas disueltas- y a la temperatura absoluta)
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Propiedades coligativas y electrolitos
Todo lo dicho de propiedades coligativas, es aplicable a disoluciones no
iónicas ni volátiles.
Para disoluciones electrolíticas y debido al hecho de que los electrolitos se
ionizan, originando un mayor número de partículas en disolución que las sustancias
covalentes, lo que hace que se encuentren desviaciones de los valores encontrados de
estas propiedades coligativas, respecto a los que cabría esperar y por ello la expresión
de la ecuación de Van´t Hoff debe modificarse con la introducción de un factor (factor i
de Van´t Hoff), que permite aplicar la ecuación conocida para disoluciones ideales, a
disoluciones de electrolitos. El factor i relaciona:
i = valor real (encontrado) de la propiedad coligativa valor calculado propiedad coligativa considerando al compuesto como no
electrolito
( i = 1 para un soluto covalente ideal, i > 1para solutos electrolitos)
La ecuación de Van´t Hoff queda para disoluciones electrolíticas:
Por ejemplo para el NaCl, disolución 0,1 M, en disolución presenta un número total
de partículas igual a 0,2 m, ya que al ser un electrolito fuerte, se disocia totalmente:
NaCl = Na+ + Cl-
Inicial 0,1 m - -
Final - 0,1 m 0,1m
con lo que la concentración final total de partículas es de 0,2 m.
1. Para esta disolución, considerada como no electrolito, su punto de
congelación resulta ser de –0,186ºC.
2. Si lo consideramos como electrolito fuerte (como es en realidad), la
concentración de partículas es de 0,2 m y el punto de congelación teórico es
de –0,372ºC.
3. Van´t Hoff determinó experimentalmente el valor del punto de congelación
de una disolución 0,1 m de NaCl y encontró –0,348ºC.
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π = i. c.R.T
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La diferencia entre el valor esperado y el valor observado experimentalmente, de
una propiedad coligativa, es debida a las atracciones electrostáticas de los iones en
disolución ya que los iones en su movimiento, pueden chocar y unirse por breves
momentos, comportándose como una sola partícula llamada par iónico, el número de
partículas independientes se reduce y ocasiona la variación del valor de la propiedad
coligativa.
El valor de i, puede estimarse a partir de la fórmula del compuesto:
NaCl = Na+ + Cl- i = 2
K2SO4 = 2K+ + SO4= i = 3
MgSO4 = Mg++ + SO4= i = 2
Disoluciones líquido-líquido. Coeficiente de reparto
Cuando se mezclan dos líquidos pueden ocurrir tres casos:
1. Que se disuelvan el uno en el otro en cualquier proporción. Se habla de líquidos
miscibles, como ocurre con las mezclas de alcohol y agua.
2. Que se disuelvan muy poco el uno en el otro, formándose dos capas separadas
por su distinta densidad. Son líquidos inmiscibles, como aceite y agua.
3. Que se disuelvan parcialmente, formándose también dos capas, cada una de ellas
saturada del líquido con el que está en contacto. Son líquidos parcialmente
miscibles, como lo son éter y agua que cuando se mezclan originan dos capas, la
superior formada por éter saturado de agua y la inferior, por agua saturada de
éter.
Líquidos miscibles:
Si se mezclan dos líquidos miscibles y admitimos que la disolución cumple las
condiciones para considerarla ideal (es decir que los volúmenes son aditivos y no hay
absorción ni desprendimiento de calor en el proceso), se cumplen las dos leyes
siguientes, para una temperatura dada:
LÍQUIDOS MISCIBLES (disolución ideal)
Ley de Dalton
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La presión de vapor de la disolución es la suma de las presiones de vapor parciales correspondientes a cada componente:
Ley de Raoult
Las presiones de vapor parciales debidas a cada componente son directamente proporcionales a la fracción molar de cada componente:
(donde las constantes de proporcionalidad Pa(0) y Pb(0) son las presiones de vapor para cada uno de los componentes puros)
Consideraciones:
1. Si se mezclan dos líquidos volátiles totalmente miscibles, la composición del
vapor que se encuentra en equilibrio con la disolución es diferente de la mezcla
líquida, siendo aquel más rico relativamente en el componente más volátil. La ley de
Raoult queda modificada de ésta manera:
Pa = Pt . xa,vapor ; Pb = Pt . xb,vapor
2. Si la disolución no puede considerarse ideal, porque haya desprendimiento o
absorción de calor, las leyes anteriores dejan de cumplirse, y se dice, que la
disolución presenta desviación negativa de la ley de Raoult si el proceso es
exotérmico, y que la disolución presenta desviación positiva de la ley de
Raoult si el proceso de disolución es endotérmico.
Líquidos no miscibles: Ley de reparto
Si se tienen dos líquidos no miscibles en contacto, como el agua y el éter, y se
añade una sustancia soluble en ambas, como el yodo, se agita la mezcla y luego se deja
reposar, se observa que el soluto se distribuye en los dos disolventes, siendo esta
distribución distinta en uno y en otro (debida a la distinta solubilidad del soluto en cada
disolvente)
En realidad, el soluto presente en las dos fases, está pasando continuamente de una
fase a otra (más hacia el mejor disolvente, menos hacia el peor), hasta conseguir un
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Pt = Pa + Pb
Pa = Pa(0) . xa ; Pb = Pb(0) . xb
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estado de equilibrio, en el que pasa la misma cantidad de soluto de una fase a otra,
siendo entonces constante la concentración de soluto en ellas.
La relación de concentraciones de soluto en ambos disolventes, una vez conseguido
el equilibrio, se le llama relación de distribución que es constante para pequeñas
concentraciones de soluto en cada disolvente. Experimentalmente se demuestra que:
LEY DE DISTRIBUCIÓN (O DE REPARTO). Ley de Nernst
Cuando se reparte un soluto entre dos disolventes inmiscibles, la relación de concentraciones de soluto en ambos disolventes, es igual a la relación de
solubilidades en cada uno de ellos.
Basado en el reparto de un soluto en dos disolventes, está la técnica de
separación llamada extracción, ya que mediante un tratamiento reiterado con un
disolvente no miscible, es posible eliminar casi todo el soluto presente en una
disolución:
Si la disolución acuosa que contiene el soluto que queremos extraer, se trata con
un disolvente inmiscible en el cual el cuerpo que queremos extraer es mas soluble que
en el agua, éste pasa en su mayor parte al nuevo disolvente aunque la cantidad de él
añadido, sea menor que la de disolución. Después se separan las dos fases por
decantación y se repite el proceso en la fase acuosa. La otra fase se somete a
evaporación o destilación recuperando así la sustancia que estaba disuelta.
Disoluciones de gases en líquidos. Ley de Henry
Cuando se hace pasar un gas a través de un líquido puede disolverse en él,
dependiendo de los siguientes factores:
o Volumen y naturaleza del líquido.
o Naturaleza del gas.
o Temperatura a la que se realiza el proceso.
o Presión.
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C2 = S2 = K C1 S1 K = coeficiente de reparto
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Respecto a los dos primeros apartados, no hay reglas o leyes que condicionen el
proceso y así, hay gases que son por ejemplo, muy solubles en agua (amoníaco) y otros
muy poco (oxígeno).
Sin embargo, respecto a la temperatura se puede afirmar que la solubilidad de un
gas en un líquido disminuye al aumentar la temperatura –el helio es la única
excepción a la regla- y es directamente proporcional a la presión del gas sobre el
líquido
DISOLUCIONES DE GASES EN LÍQUIDOS. Ley de Henry
A temperatura constante, la presión parcial de uno de los componentes de una disolución en la fase gaseosa es, en el equilibrio, proporcional a la concentración del
componente en la disolución.ó
La concentración de un gas en una disolución líquida es directamente proporcional a la presión parcial del gas
(ésta ley deja de cumplirse para aquellos gases que se disocian o se combinan químicamente con el disolvente)
La influencia de la presión en la solubilidad de los gases, dada por la ley de Henry,
es una consecuencia de la teoría cinética, ya que al aumentar la presión del gas, más
moléculas chocan contra el líquido y más cantidad de gas podrá disolverse.
El estado coloidal
Una mezcla de arena y agua nunca forma una disolución, porque aunque
después de una vigorosa agitación, la arena se dispersa de forma homogénea, al tiempo
de cesar la agitación, la arena deposita en el fondo del recipiente. Si el tamaño de los
granos de arena se hace sucesivamente más pequeño, el depósito en el fondo del
recipiente va requiriendo cada vez más tiempo. Incluso puede encontrarse un tamaño en
los granos de arena, tan pequeño, que no deposite y queden homogéneamente
distribuidas en el líquido: Se dice que la mezcla es una suspensión en la que hay una
fase dispersa discontinua y una fase dispersante continua. Cuando se hace pasar la
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C = k . P
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suspensión por un papel de filtro, las dos fases se separan en contra del comportamiento
de una disolución.
¿Existe algo intermedio entre una disolución verdadera formada por partículas del
tamaño de moléculas o iones y una suspensión de partículas de materia insoluble?. Sí,
son las dispersiones coloidales o simplemente coloides.
Comparativamente las propiedades de una disolución, de una suspensión y un
coloide, son las siguientes:
Propiedad Disolución Coloide Suspensión
Tamaño de partícula 0,1 – 1,0 nm 1,0 – 100 nm > 100 nm
Sedimenta No No Sí
Filtra a través de papel No No Sí
Se separa mediante diálisis No Sí Sí
Homogénea Sí Intermedia No
Existen ocho tipos diferentes de dispersiones coloidales, según sea el estado físico
de las fases dispersa y dispersante. La combinación gas-gas es una auténtica disolución
y no un coloide:
Fase dispersa Medio dispersante Nombre común Ejemplo
Gas
Gas
Líquido
Sólido
Espuma
Espuma sólida
Espuma de cerveza
Espuma de afeitar
Líquido
Líquido
Líquido
Gas
Líquido
Sólido
Aeorosol
Emulsión
Emulsión sólida
Niebla, rocío, nubes, perfumes
Leche, mayonesa, aceite en agua
Queso, mantequilla, gelatinas
Sólido
Sólido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Aerosol sólido
Sol líquido
Sol
Humo
Pintura, lodo, gelatina
Perlas, rubíes
Propiedades de los sistemas coloidales: Propiedades ópticas
La mejor manera de diferenciar las mezclas coloidales de las disoluciones, es
haciendo pasar a través de ellas un haz luminoso y observando perpendicularmente: El
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haz no se observa en una disolución y si es observado si se trata de un coloide. Esto es
debido a la dispersión (reflexión y refracción) de la luz en las partículas del coloide.
Este es el efecto Tyndall que se observa cuando penetra un rayo de luz en una
habitación a obscuras (las partículas de polvo suspendidas en el aire, se hacen entonces
visibles).
Efecto Tyndall: Esta dispersión se produce por partículas más pequeñas que la longitud de onda de las radiaciones visibles, y es tanto mas pronunciada cuanto más grandes son las partículas coloidales,
y nula para partículas de tamaño molecular (las disoluciones verdaderas son ópticamente vacías) Las partículas dispersas (llamadas micelas), no pueden verse, pero sí el movimiento
que describen, totalmente desordenado y caótico (movimiento browniano), debido a los
choques continuos y repetidos de las moléculas del disolvente con las micelas
coloidales, dificultando que éstas depositen.
Propiedades eléctricas
En la mayor parte de las dispersiones coloidales, las partículas están
eléctricamente cargadas, debido a la adsorción de iones sobre la superficie de la
partícula.
La capacidad de adsorción de las partículas coloidales es enorme, lo que es debido a
que poseen una elevada relación entre el área de su superficie y su volumen. Una
partícula de tamaño coloidal (10 nm) tiene un área superficial aproximada de
60.000.000 cm2.Por lo general un coloide adsorbe preferentemente un solo tipo de ión
(positivo o negativo), por lo que todas las partículas de una dispersión coloidal, tienen la
misma carga. Como cargas del mismo tipo se repelen, las partículas tienden a separarse
y no llegan a colapsarse evitando formar agregados de partículas lo suficientemente
grandes como para precipitar, manteniéndose en suspensión debido a estas repulsiones
eléctricas. Sin embargo pueden precipitar eliminando o reduciendo estas repulsiones
eléctricas, lo que se puede hacer por diálisis que es un proceso similar a la ósmosis, en
el que se permite el paso de iones por una membrana pero no el de las partículas 22
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coloidales debido a su gran tamaño. Al disminuir el número de cargas eléctricas sobre
las partículas, las repulsiones eléctricas entre ellas disminuyen o desaparecen,
agrupándose, creciendo de tamaño y al final depositando.
Otro procedimiento para depositar un coloide (fenómeno llamado coagulación), es
agregar una sal que neutralice las cargas de las partículas coloidales.
Ejercicios:
Determinación de las concentraciones y fórmulas de los compuestos
1. ¿Cuál es la normalidad y molaridad de una disolución de H2SO4 al 13%?¿Qué volumen de dicho ácido será necesario para preparar 100 mL de una disolución 1,5 N? (d = 1,09g.cm-3)
2. Una disolución 6N en ácido sulfúrico, tiene una densidad de 1,18g.cm-3 ¿Cuál es la molaridad y molalidad de la misma?
3. Una disolución de H2SO4, 4,10 molal, tiene una densidad de 1,21 g.mL-1. ¿Cuál es la concentración molar y normal de la misma?
4. ¿Cuál es la normalidad de una disolución de ácido sulfúrico, si se sabe que 10 mL de la misma neutralizan 26,3 mg de NaOH?
5. ¿Qué volumen de agua deberá añadirse a 100 mL de disolución de ácido sulfúrico al 26% y d= 1,19 para obtener una disolución 3N?
6. Se dispone de dos disoluciones de ácido sulfúrico 10N y 5N respectivamente y se desea preparar 500 mL de ácido sulfúrico 8 N. Calcular qué cantidad se necesita de cada disolución.
7. ¿Cuál será la normalidad de una disolución de ácido nítrico preparada por disolución a 500 mL de 32 mL de un ácido concentrado de d = 1,42 y una riqueza en HNO3 del 69,5%?
Equi = 32 mL.10-3 L . 1420 g. 69,5 .1 equi. mol . 1 = 1equi L mL L 100 mol 63 g 0,5L ___________________________________________________________________
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8. Hallar el volumen de ácido nítrico concentrado (d = 1,4 g.mL y 66,97%) que debe añadirse a 1 L de áqcido clorhídrico concentrado (d = 1,198g.mL-1) para obtener agua regia (3HCl:1HNO3).
9. ¿Qué cantidad de ácido nítrico (d = 1,72 y 70%), es necesaria para preparar 1 L de disolución 1N cuando el ácido va a ser utilizado como agente oxidante siendo NO el producto de reducción del HNO3.
10. Se tienen 300 mL de NaOH. Se pide: a) ¿Cuántos gramos de NaOH puro habrá que añadir para que tras diluir a 500 cm3, con agua, la disolución sea 1,5 N?¿Qué cantidad de agua habrá que añadir a aquella para que sea 1,5N?.
11. 500 cm3 de una disolución 1,2 N de KOH, se mezclan con 300 mL de disolución de NaOH al 4% ¿Cuál es la normalidad de la disolución resultante?
Una disolución al 4% indica que hay 4 g de soluto en 100 g de disolvente (agua), por lo tanto:Nsosa = 4g / 40 g.mol -1 / 1equi.mol -1 = 1 N 0,1 LEquiKOH = 1,2 equi.l-1.0,5L = A; EquiNaOH = 1equi.L-1. 0,3L = B
A + B = N. 0,8 L ; N = 1,12___________________________________________________________________12. ¿Cuántos gramos de K2SO4 se necesitan para preparar 500 cm3 de disolución 0,2
N como agente precipitante?. Expresar también el resultado en milimoles de K2SO4.
Masa 0,2 equi.L-1 = 174g.mol -1 /2equi.mol -1 0,05Lmasa = 0,87 g = 0,87 g/174g.mol-1 = 0,005 moles = 5 milimoles___________________________________________________________________13. ¿Qué peso de CuSO4.5H2O hacen falta para preparar 200 cm3 de disolución 2N?
masa . 2 N = 249,5g.mol -1 /2equi.mol -1 0,2L masa = 50 g___________________________________________________________________14. ¿Cuánto K2Cr2O7 será necesario para preparar 100 cm3 de una disolución acuosa
que contenga 50 mg de ión Cr2O7= por mL?
[Cr2O7=] = 50mg/mL = 50g.L-1 = 50g . = 0,23 moles.L-1
216g.mol -1 LEsta concentración ha de ser igual a la concentración de la forma molecular del dicromato potásico, yq que el equilibrio es:K2Cr2O7 = Cr2O7
= + 2K+ y por cada mol de K2Cr2O7 se obtiene 1 mol de ión Cr2O7
=
Así 0,23moles.L-1 = masa/Masa molecular/L = masa/294; M = 6,8g___________________________________________________________________15. ¿Qué volumen de disolución 0,5N puede prepararse con 50 g de AlCl3?Equi AlCl3 = EquiAlCl3(disolución) 50 .
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133,5g.mol -1 = =,5.V; V = 2,247 L 3equi.mol-1
___________________________________________________________________16. ¿Cuántos moles y gramos de las siguientes sustancias se necesitan para preparar
500 cm3 de disolución 0,78M a) de ácido fosfórico b) de sulfato magnésico.Molaridad = moles soluto/V disolución (L) = 0,78MNúmero de moles = 0,78moles.L-1. 0,5L = 0,39 molesa) 0,39 moles.98 g.mol-1 = 38,2gb) 0,39 moles.120,3 g.mol-1 = 46,92 g___________________________________________________________________17. Se desea preparar 500 mL de una disolución que contenga 10 ppm de ión Ca++.
Hallar la cantidad de CaCl2.6H2O necesaria.1 g.L-1 103 ppm; 10ppm = 0,01g.L-1
MCa++ = 0,01 g. L -1 = MCaCl2.6H2O (ya que de un mol de la sal hexahidra- 40g.mol-1 de Ca++ tada se obtiene un mol de ión Ca++)
Masa CaCl2.6H2O = 0,01g. L -1 .219g.L-1. 0,5L = 0,028g 40 g.mol-1
___________________________________________________________________18. Calcular la cantidad de FeSO4.6H2O necesaria para preparar un litro de
disolución que contenga 100 mg de ión Fe++ en 100 mL de disolución.100mg = 1g.L-1 de Fe++ ; MFe++ = 1g.L -1 = 0.018 M = Msal
100 mL 56g.mol-1
g.L-1 = 1 .392 = 7g.L-1 (en 0,1 L habrá 0,7g) 56___________________________________________________________________19. Expresar en ppm de ión Ag+ una disolución de nitrato de plata preparada
disolviendo 3 g de dicha sal en agua y enrasando hasta 100 cm3.
Masa molecular AgNO3 = 3g ; x = 3g. 107,87g.mol -1 = 1,9g de Ag+
Masa atómica Ag+ x 169,87g.mol-1
[Ag+] = 1,9g = 19g.L-1 = 19g.L-1.10 3 ppm = 1,9.104ppm 100mL.10-3L.mL-1 g.L-1
___________________________________________________________________20. Calcular la cantidad de H2C2O4.2H2O necesaria para preparar un litro de
disolución 0,2 N cuando el reactivo va a ser utilizado como ácido. ¿Cuál sería su concentración si se utilizara en un proceso redox?.
Como ácido cede 2 moles de protones al medio por cada mol de ácido (V = 2) Masa0,2 equi.L-1 = 126g.mol-1/2equi.mol-1 ; masa = 12´6 gramos 1 LEl oxalato cuando actúa como oxidante suele pasar a CO2 y H2O (aunque también podía pasar a otras formas reducidas como etanodiol), con lo queC6+ = 2C4+ V = 2, masa = 12,6 gramos___________________________________________________________________21. Calcular la fracción molar de cada sustancia en una disolución de glicerina que
contiene 56% en peso de soluto.[soluto] = 56%; [disolvente] = 44% (En 100 gramos, 56 g de glicerina, 44 g son de agua)
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xs = nº moles de soluto = nº moles soluto = 56g/92g.mol-1 = 0,2 nº total de moles moles sol + moles dte 56/92 + 44/18___________________________________________________________________22. Se sabe que una muestra tiene el 22,48% de azufre. Al desecarla pierde el 6,3 %
de su peso. Calcular después de desecar, el porcentaje de azufre en la muestra.Si representamos el peso total de la muestra antes de desecar como 100, cuando se deseca, su peso se reduce al 93,7%. Se puede establecer una relación de proporcionalidad inversa entre el peso de la muestra y el peso de azufre: X = 22,48 . 100 = 24% 93,7___________________________________________________________________23. ¿Cuántas moléculas de P4O10 hay en 0,150 g de dicho compuesto?¿Cuántos
gramos de fósforo? ¿Cuántos átomos de oxígeno?24. En una reacción se combinan 2,04 g de vanadio con 1,93 g de azufre para dar un
compuesto puro. ¿Cuál es la fórmula simplificada del producto?25. En una botella tenemos solamente un compuesto puro en el que existen 0,90
moles de C, 1,445.1024 átomos de H y 4,8 g de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula simplificada?.
Pasando todo a moles:1,445.1024 at de H = 1,445.10 24 at = 2,4 moles de H 6,023.1023 at.mol-1
4,8 g de O = 4,8 g de O = 0,3 moles de O 16g.mol-1
Reduciendo a común divisor: 0,9/0,3 = 3 de C; 2,4/0,3 = 8 de H; 0,3/0,3 1 de O(C3H8O)
___________________________________________________________________
Propiedades coligativas
1. Calcular la presión de vapor del agua, en una disolución que contiene 171 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en 900 g de H2O a 25ºC. (La presión de vapor del agua a 25ºC, vale 23,8 mm de mercurio)
Según la ley de Raoult: P = P0.x (donde P es la presión de vapor de la disolución y P0 la presión de vapor del disolvente puro).X = nd . = 900/18 . = 23,8 . 50 = 23,6 mm ns +nd 900/18 + 171/342 50,5___________________________________________________________________2. Calcular la presión de vapor de una solución acuosa de glucosa (C6H12O6) al
10% a 30ºC. (presión de vapor del agua a 30ºC = 31,8 mm)
P = P0.x = 31,8 . 90/18 . = 31,4 mm 90/18 + 10/18___________________________________________________________________ 3. Calcular el aumento del punto de ebullición que experimentará una solución que
contiene 0,504 g de antraceno (C14H10), disueltos en 42,0 g de benceno. (Ke = 2,53 ºC/molal).
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ΔTe = Ke.m, donde m = ms =. Kg disolven
m = ms . Kg disolvente masa de antraceno disuelto en gramo de disolvente = 0,504. 1000g/dte = 12g 42g/dtem = 12´0 g/178g.mol-1 = 0,0674 (moles antraceno en 1000 g de dte.)ΔTe = 2,53.0,0674 = 0,171ºC___________________________________________________________________4. Calcular el punto de congelación de una solución que contiene 50,0 g de
etilenglicol (C2H6O2) disueltos en 700 g de agua.ΔTc = Kc.m;Masa de soluto disuelta en 1000 g de dte.:50,0g.1000/700 = 71,4 gM = 71,4 g/62,0 g.mol-1 = 1,15 molalΔTc = 1,86.1,15 = 2,14 ºC___________________________________________________________________5. La presión de vapor de una disolución que contiene 0,8696 g de soluto, disueltos
en 29,740 g de benceno, es de 631,9 mm. ¿Cuál es el peso molecular del soluto?6. Una disolución de 1,632 g de cierto compuesto, en 36,7 g de benceno, hierve
0,728ºC más alto que el benceno puro. ¿Cuál es su peso molecular?. (Ke del benceno = 2,53ºC/m)
Como ΔT = Ke.m; 0,728ºC = 2,53ºC/m.1,632g/M 36,7.10-3KgM = 154,54g.mol-1.___________________________________________________________________7. Una disolución de un material polímero que contiene 0,0150 g de soluto, por
gramo de agua, tiene una presión osmótica de 1,52 .10-3 at a 25ºC. Calcular el peso molecular del polímero.
8. Una disolución acuosa contiene 1,71 gramos de soluto en 150 gramos de agua. Si la
disolución hierve a 100,022 ºC, ¿cuál es la masa molecular del soluto?
La molalidad de la disolución es:
M = 1,71 g de soluto. 1 mol de soluto = 11,4 moles soluto /Kg de agua 0,150 Hg H2O M g solutoAplicando la ley de Raoult (ΔT = Ke.m), tenemos: 0,022 ºC = 0,52 ºC. Kg . 11,4 moles de donde: mol M KgM = 0,52 ºC. Kg/mol . 11,4 moles / Kg = 269,5 ≈ 270
0,022 ºC
Extracción
1. Un litro de disolución de bromo en agua conteniendo 20 g de bromo se trata con sulfuro de carbono. Calcular la cantidad de bromo que pasa a éste nuevo disolvente, a) si se agregan 50 cm3 de CS2, en una sola extracción b) Si el proceso se verifica en dos operaciones y se emplea en cada una de ellas 25cm3 de este
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disolvente. El coeficiente de reparto del bromo entre el sulfuro de carbono y el agua es de 76,4 a 25ºC.
Sea x la cantidad de bromo que pasa al CS2
C(CS2) = x/50 = 76,4 ; x = 15,84 g de bromoC(H2O) (20-x)/1000Se extraen 15,84 g de bromo, esto es 79,20% y quedan en el agua 20 – 15,84 = 4,16 g de bromoc) Sean x1 y x2 las cantidades de bromo que pasan en cada extracción al CS2. Se
tiene: x1/25 = 76,4 ; x1 = 13,12 g de bromo(20 – x1)/1000Se extraen en la primera extracción 13,12 g de bromo, esto es, el 65,6% del bromo contenido en el agua, y quedan en esta: 20 - 13,12 = 6,88g de bromo x2/25 = 76,4 ; x2 = 4,51 g de bromo extraido en la segunda operación (6,88 – x2)/1000que son también el 65,6% del bromo contenido (6,88g) y quedan en el agua 6,88 - 4,51 = 2,37 g de bromoSe han extraído en total 13,12 + 4,51 = 17,63 g de bromo que representan el 88,15% del que había en el agua.Si la extracción se hubiera hecho en cinco o seis operaciones con 10 mL de CS2 en cada una de ellas, se hubiera extraído una cantidad total de 18,829 g de bromo___________________________________________________________________
2. Al tratar un litro de disolución de yodo en agua conteniendo 0,2637 g de yodo con 25 cm3 de sulfuro de carbono, pasan a este disolvente 0,2405 g. Hallar el coeficiente de distribución del yodo entre el sulfuro de carbono y el agua.
C(CS2) = 0,245/25 = 9,62.10 -3 = 414,66C(H2O) 0,0232/1000 2,32.10-5
Quedan en agua: 0,2637 – 0,2405 = 0,0232 g____________________________________________________________________3. Una disolución de bromo en agua que contiene 25 g de bromo por litro se trata
con tetracloruro de carbono: Calcular la cantidad de bromo que queda en 1 L de disolución acuosa, si se agregan 100 cm3 de de tetracloruro de carbono a) en una sola extracción b) en dos operaciones sucesivas agregando en cada una 50 cm3 c) en cinco operaciones agregando en cada una 20 cm3 de tetracloruro. El coeficiente de distribución o reparto entre el tetracloruro de carbono y el agua es de 22,7 a 25ºC.
C(CCl4) = 22,7 = x/100 ; x = 17,35C(H2O) (25-x)/1000Quedan 25 – 17,35 g
b) 22,7 = x/50 ; x = 13,29 (quedan en fase acuosa 25 – 13,29 = (25-x)/1000 = 11,71g22,7 = x1/50 ; x1 = 6,23 Quedan 11,71 – 6,23 = 5,48g (11,71-x)/1000
c) 22,7 = x1/20 ; x1 = 7,8; Quedan 25 – 7,8 = 17,2 g (25-x1)/100022,7 = x2/20 ; x2 = 5,37 g Quedan 17,2 - 5,37 = 11,83g 17,2 – x2
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22,7 = x3/20 ; x3 = 3,69 g Quedan 11,83 – 3,69 g = 8,14 g (11,83 –x3)100022,7 = x4/20 ; x4 = 2,54 g Quedan 8,14 – 2,54 g = 5,60 g (8,14 –x4)100022,7 = x5/20 ; x5 = 1,75 g Quedan 5,60 – 1,75 g = 3,85 g (5,60 –x5)1000____________________________________________________________________
4. Se disuelven en agua 20,000 g de KI y 10,000 g de I2 y se lleva la disolución a 1L. Al añadir a la misma 100 cm3 de sulfuro de carbono, pasan a éste disolvente, 3, 147 g de yodo. Hallar la constante de equilibrio del proceso I2 + I- = I3
-. El coeficiente de distribución del yodo entre el sulfuro de carbono y el agua es de 415.
Por la ley de distribución, podemos poner:[I2]sulf = 415 = 3,147g/253,8g.mol -1 /0,1L ; [I2]aga = 0,0003 M = 0,076 g[I2]aga [I2]aga
En terminos de gramos podemos poner:g de I2 que han reaccionado con el KI para formar KI3 = gramos de I2 iniciales – gramos de I2 que extrae el CS2 - g de I2 que quedan libres en la fase acuosa = 10 – 3,147 – 0,076 = 6,777 g = 0,027 molesLas concentraciones molares de cada especie en el equilibrio son:[I2] = 0,003M; [KI] = 10g/165,9g.mol-1 – 0,027 moles = 0,094 M; [KI3] = 0,027 M
K = 0,027 = 957,45 0,094.0,0003
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