Disoluciones (cap. 13)

Componente de una disolución

• Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras.

• El soluto es (son) las sustancia(s) presentes en menor(es) cantidad(es).

• El disolvente es la sustancia presente en mayor cantidad.

• En una disolución, el soluto se dispersa de forma uniforme en todo el disolvente.

• En la gráfica se observa el mar (disolución sal y agua), la arena (disol.sólida) y el aire (mezcla de gases).

• Otro ejemplo de disoluciones SÓLIDAS: la plata fina (7% de cobre en plata), el latón (mezcla de zinc y cobre)

TIPOS DE DISOLUCIONES

• Existen tres tipos de disoluciones: gas – líquido, líquido-líquido y sólido – líquido. Dependiendo de los estados de sus componentes.

Proceso de Disolución La capacidad de las sustancias para formar disoluciones depende

de dos factores generales:

1. Tipos de interacciones moleculares involucradas en la disolución.

2. Tendencia natural de las sustancias a dispersarse en volúmenes más grandes.

Efecto de las fuerzas intermoleculares

Cualquiera de los tipos de fuerzas intermoleculares conocidas pueden presentarse en las partículas:

- Las Fuerzas ión – dipolo en disoluciones de sustancias iónicas en agua.

- Las Fuerzas de dispersión cuando una sustancia no polar (C6H14) se disuelve en otra no polar como el CCl4.

- Los Puente de hidrógeno, cuando las sustancias se disuelven en agua .

Hay tres tipos de interacción en el proceso de solución:

• interacción solvente-solvente • interacción soluto-soluto • interacción solvente-soluto

Efecto de las fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares entre el soluto y las partículas del disolvente deben ser lo suficientemente intensas como para competir con aquellas fuerzas entre las partículas del soluto y las que hay entre las partículas del disolvente.

Cristal de NaCl en agua

¿Cómo se forma una disolución? A medida que se forma una disolución el disolvente separa las

partículas de soluto y las rodea o solvata. La interacción que existe entre las partículas del soluto y las moléculas

del disolvente se conoce como SOLVATACIÓN.(disociación) Cuando el disolvente es agua las interacciones se conocen como

HIDRATACIÓN.

VIDEO

¿Cómo se forma una disolución?

Si una sal iónica es soluble en agua, se debe a que las interacciones ión-dipolo son lo suficientemente intensas para superar la energía de red del cristal salino.

Las moléculas de agua deben separarse para formar espacios que ocuparán los iones Na1+ y Cl1- .

¿Por qué el NaCl no se disuelve en disolventes no polares como el hexano (C6H14)?

Cambios de energía en disoluciones

• Tres procesos afectan los aspectos energéticos de la disolución: – La separación de las

partículas del soluto.

– La separación de las partículas del disolvente.

– Nuevas interacciones entre el soluto y el disolvente.

CAMBIOS DE ENERGÍA EN DISOLUCIONES

Cambios de entalpía en disoluciones

El cambio de entalpía del proceso general H disol

depende de la suma de H para cada una de estas etapas.

Hdisol = H1 + H2 + H3

El proceso es endotérmico cuando H1 y H2 >0 ; el tercer componente que surge de las interacciones de atracción entre el soluto y el disolvente siempre es exotérmico, H3 <0

La entalpía de formación de una disolución Hdisol puede ser exotérmico o endotérmico.

Ej. Cuando al sulfato de magnesio MgSO4 se le agrega agua, su Δhdisol = -91.2 kJ/ mol

Proceso Exotérmico Proceso endotérmico

Ej. De un proceso endotérmico: NH4NO3 disuelto en agua la solución se enfría con un ΔHdisol = 26.4 kJ/ mol

El cambio de entalpía de un proceso puede darnos información sobre el grado que ocurrirá un proceso.

CAMBIOS DE ENTALPÍA EN DISOLUCIONES

Los procesos exotérmicos suelen presentarse en forma espontánea. Si el proceso es muy endotérmico la disolución no se formará.

Indique si los siguientes procesos son exotérmicos o endotérmicos. a) Ruptura de interacciones disolvente-disolvente. b) Formación de interacciones disolvente-soluto

CAMBIOS DE ENTALPÍA EN DISOLUCIONES (EJERCICIO)

endotérmico

exotérmico

La entalpía Y LA ENTROPÍA

• Cuando se mezcla las dos sustancias la disolución ocurre de manera espontánea.

• La formación de una disolución homogénea ha aumentado el grado de dispersión o de aleatoriedad, debido a que las moléculas ahora están mezcladas y distribuidas en un todo.

• Este grado de aleatoriedad del sistema (desorden) está dado por una cantidad termodinámica llamada ENTROPÍA

La entalpía Y LA ENTROPÍA

• Existen entonces 2 principios básicos involucrados de manera espontánea en una disolución:

• 1. Los procesos en los que el contenido de energía del sistema disminuye.

• 2. los procesos que ocurren a temperatura constante en los que la aleatoriedad o dispersión en el espacio (entropía ) del sistema aumenta.

La entalpía y entropía (ejercicio)

El cloruro de plata AgCl es prácticamente insoluble en agua, esperaría un cambio importante en la entropía del sistema cuando se agregan 10 g de AgCl a 500 mL de agua?

No, porque siendo insoluble el cloruro de plata no se dispersaría en la fase acuosa y por lo tanto no habría entropía

Ejercicio El sulfato de sodio sólido en exceso reacciona con agua para

formar una sal hidratada. La reacción química es:

Na2SO4 (s) + 10 H2O Na2SO4 •10 H2O (s).

+

Prácticamente se consume todo el vapor de agua del recipiente cerrado durante esta reacción. Si consideramos que nuestro sistema en un principio consiste en Na2SO4 (s) y 10 H2O :

a) el sistema se vuelve más o menos ordenado durante el proceso ? y b) la entropía del sistema aumenta o disminuye?

El sistema se vuelve menos aleatorio, más ordenado y por lo tanto la entropía disminuye

N2 O2

Ejercicio 2 ¿La entropía del sistema aumenta o disminuye cuando se abre la llave de paso para permitir la mezcla de ls dos gases en este aparato?

La entropía aumenta debido a que cada uno de los gases al final se encuentran dispersos en el doble del volumen que originalmente ocupaban

Alumno, ¡cuidado!

Debido a que una sustancia desaparece cuando llega a estar en contacto con un disolvente, no significa que la sustancia se disolvió.

Niquel metálico + ácido clorhídrico Reacción lenta NiCl2

Alumno, ¡cuidado!

• La disolución es un cambio físico —puede recuperarse el soluto original evaporando el disolvente.

• De no ser así, la sustancia no se disolvió, reaccionó.

EQUILIBRIO DINÁMICO

• En una disolución que exista un soluto iónico, los iones del soluto pasan continuamente a la disolución como especies hidratadas, mientras que los iones hidratados se depositan en la superficie del soluto. Estos procesos ocurren a la misma velocidad. (sol. saturada) Solución saturada

EQUILIBRIO DINÁMICO

• Debido a tales colisiones las partículas del soluto pueden volver a unirse al sólido. Este proceso es opuesto al de disolución y se conoce como CRISTALIZACIÓN.

•

Solución saturada

Solubilidad Es la cantidad máxima de soluto que se disolverá en

una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. La solubilidad del NaCl en agua a 0°C es de 35.7 g por 100 ml.

Tipos de disoluciones • En términos cualitativos:

– Soluciones diluídas

– Soluciones concentradas

– Soluciones Saturadas

Una disolución que se encuentra en equilibrio con el soluto no disuelto. Si se le agrega soluto adicional éste no se disolverá.

– Soluciones sobresaturadas

insaturadas

Disoluciones sobresaturadas

Acetato de sodio en sobresaturación con agua

En las disoluciones sobresaturadas, el disolvente contiene más cantidad de soluto de lo posible. Son disoluciones inestables, la cristalización se estimula sólo tocando la disolución o raspando un lado del vaso de precipitación

Ejercicio

• Una disolución sobresaturada de acetato de sodio es una disolución en equilibrio estable?

• No, es inestable

Factores que afectan la solubilidad

• El grado de disolución de una sustancia depende de la naturaleza del soluto y del solvente, así también como de la temperatura y en el caso de los gases de la presión.

Naturaleza del soluto y disolvente

Fuerzas relativas de atracción entre moléculas del soluto y del disolvente.

La solubilidad de gases sencillos aumente conforme aumenta la masa molar o la polaridad. Las fuerzas de atracción son del tipo fuerzas de atracción de London. La solubilidad de los gases en agua aumenta conforme aumenta la atracción entre el soluto (gas) y el disolvente (agua).

Tabla de solubilidades de gases en agua a 20°C, con

una presión del gas de 1 atm

Gas Masas (uma)

Solubilidad (M)

N2 28 0.069 x 10 -3

CO 28 1.04 x 10 -3

O2 32 1.38 x 10 -3

Ar 40 1.50 x 10 -3

Kr 83.8 2,79 x 10 -3

Factores que afectan la solubilidad

• Los químicos utilizan el axioma “semejante disuelve a semejante” para decir que:

– Las sustancias polares tienden a disolverse en disolventes polares. Por atracciones dipolo-dipolo. O por puentes de hidrógeno en el caso del agua.

Fuertemente polar

+ H2O

Acetona Líquidos miscibles

Líquidos inmiscibles

Hidrocarburos

Factores que afectan la solubilidad

– Las sustancias polares tienden a disolverse en otros líquidos polares, y

las sustancias no polares tienden a disolverse en disolventes no polares.

Factores que afectan la solubilidad Las interacciones de enlaces por puente de hidrógeno:

entre dos moléculas de etanol y la molécula de etanol con agua.

Mientras más similares sean las atracciones intermoleculares, más probable es que una sustancia sea soluble en otra.

Factores que afectan la solubilidad : Potenciar la solubilidad

Aumentando el número de grupos polares que contiene. Ej. Aumentando el número de grupos OH, aumentando así los enlaces por puente de hidrógeno.

La glucosa (5 grupos OH) es muy soluble en agua, mientras que el ciclohexano (el cual sólo tiene fuerzas de dispersión) no lo es.

La solubilidad y la vida: las vitaminas

• La vitamina A es soluble en compuestos no polares (como grasas).

• La vitamina C es soluble en agua.

Vitamina C

Predecir patrones de solubilidad

(ejercicios) • Suponga que los hidrógenos de los grupos OH en la glucosa

fueran reemplazados por grupos metilo CH3. ¿Esperaría que la solubilidad en agua de la molécula resultante fuera mayor, menor o aproximadamente igual que la solubilidad de la glucosa?

• Prediga si es más probable que cada una de las siguientes sustancias se disuelvan en el disolvente no polar CCl4 o en agua. C7H16, Na2SO4, HCl y I2

• Clasifique las siguientes sustancias en orden de solubilidad creciente en agua: C5H12, C5H19(OH)2, C5H11Cl, C5H11OH.

menor

El Na2SO4 y el HCl son solubles en agua, los otros son solubles en CCl4

C5H12,< C5H11Cl <C5H11OH. < C5H19(OH)2

Efectos de la presión • La solubilidad de líquidos y sólidos no

cambia apreciablemente con la presión.

• La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a su presión.

• Si aumentamos la presión del sistema el volumen disminuirá a la mitad.

• La velocidad de las moléculas del gas aumenta chocando con la superficie para entrar a la disolución.

• Por lo tanto la solubilidad del gas va a aumentar.

Ley de Henry

• La relación entre la presión y la solubilidad de un gas se

expresa:

Sg = kPg

Donde:

• Sg es la solubilidad del gas.

• k es la constante de la ley de Henry para ese gas en ese disolvente.

• Pg es la presión parcial del gas sobre el líquido.

Ley de Henry Sg = kPg

Donde:

• k es la constante de la ley de Henry

Es diferente para cada par de soluto-disolvente.

• Varía con la temperatura.

• Ej la solubilidad del N2 en agua a 25°C y a 0.78 atm es de 5.3 x 10-4 mol / L

• Por lo tanto la constante K está dada por (5.3 x 10-4 mol / L )/0.78 atm. = 6.8 x 10-4 mol/L-atm.

• Si la presión del N2 se duplica la ley de Henry predice que la solubilidad en agua también se duplicará.

Ejercicio :Ley de Henry 1. Calcule la concentración de CO2

en una bebida gaseosa que está embotellada con una presión parcial de CO2 de 4 atm sobre el líquido a 25 °C. La constante de la Ley de Henry para el CO2 en agua a esta temperatura es de 3.1 x 10-2 mol/L-atm.

2. Calcule la concentración de CO2 en una bebida gaseosa después de que se abre la botella y se equilibra a 25°C bajo una presión parcial del CO2 de 3.0 x 10 -4 atm

.

9.3 x 10 -6 M

0.12M

QUÍMICA Y VIDA: EL BUCEO

• Los buzos deben estar conscientes de la solubilidad de los gases en la sangre.

• A nivel profundo del mar las presiones son mayores.

• Deben ascender lentamente para evitar que los gases se liberen de la sangre, porque afecta los impulsos nerviosos.

• El N2 es el problema mayor porque tiene la presión parcial mas alta en el aire.

• Lo sustituyen por Helio (solubilidad mucho menor que el N2)

• Un buzo a 100 ft, experimenta una presión de 4 atm, con una mezcla de 95% Helio y 5% de O2, lo que da una presión parcial de O2 de 0.2 atm igual que la que se tienen en el aire a 1 atm.

Efectos de la Temperatura

Por lo general, la solubilidad de los solutos sólidos en agua, aumenta con el incremento de temperatura.

Hay excepciones

Efectos de la Temperatura

• Lo opuesto es para los gases:

– Las bebidas suaves carbonatadas son más “burbujeantes” si se almacenan en el refrigerador.

– Los lagos cálidos tienen menos O2 disuelto en ellos que los lagos fríos.

FORMAS DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES DE LAS SOLUCIONES

La concentración de una solución se puede expresar cualitativa o cuantitativamente. Los términos de diluida y concentrada (cualitativo).

Para expresar cuantitativamente se usa porcentajes, ppm, ppb, fracciones, molaridad, normalidad, molalidad, etc.

Porcentaje de masa

% de masa del componente

p/p

masa del soluto en la disolución

masa total de la disolución

100 =

El porcentaje en masa de un componente en una disolución está dado por:

Si una disolución de HCl que tiene 36 % en masa entonces éste contiene 36 g de HCl y 64 % en agua, total 100 g de disolución.

Partes por millón (ppm)

ppm = masa del componente en la disolución

masa total de la disolución 106

Partes por millón (ppm) (1mg de soluto por L de solución acuosa = 1 g de soluto por cada millón de gramos de disolución = 1 mg de soluto por Kg de disolución)

Partes por billón (ppb)

109 masa del componente en la disolución masa total de la disolución

ppb =

Concentraciones muy pequeñas se expresan en ppb, si el arsénico permisible en EEUU es de 0.010 ppm (0.010 mg /L) esto corresponde a 10 ppb)

Partes por billón (ppm) (1µg de soluto por L de solución acuosa = 1 g de soluto por cada billón de gramos de disolución = 1 µg de soluto por Kg de disolución)

Ejercicio

Una disolución de SO2 en agua contiene 0.00023 g de

SO2 por litro de disolución ¿Cuál es la concentración del

SO2 en ppm y ppb?

a) Una disolución se prepara disolviendo 13.5 g de

glucosa (C6H12O6) en 0.100 kg de agua.¿Cuál es el

porcentaje en masa del soluto en esta disolución?

a) Se determinó que una muestra de 2.5 g de agua

freática contiene 5.4 µg de Zn2+ ¿Cuál es la

concentración del Zn2+ en partes por millón?

0,23 mg/L y 230 ppb

11.9 % glucosa; 100-11.9 = 88,1%

2.16 ppm

moles del soluto total de moles en la disolución

XA =

Fracción molar (X)

Las expresiones de concentración con frecuencia se basan en el número de moles de uno o más componentes de la disolución. Las más frecuentes son: las fracciones molares, molaridad y la molalidad.

La fracción molar del HCl se representa por XHCl . Entonces una disol. que tiene 1 mol de HCl (36.5 g) y 8 moles de agua (1.44 g) tiene una fracción molar de (1 mol/(1mol + 8mol) = 0.111.

Las fracciones molares no tienen unidades. La suma de todos las fracciones molares de todos los componente

de una disolución es = a 1. En el caso del HCl , XH2O = 1 - 0.111 = 0.889 Se utiliza mas con los gases.

moles del soluto total de moles en la disolución

XA =

Fracción molar (X) ejercicio

Una disolución acuosa de ácido clorhídrico contiene 36 % de HCl en masa. A) Calcule la fracción molar de HCl en la disolución.

X HCl = 0.22

moles de soluto L. de disolución

M =

Molaridad (M)

• Si disuelve 0.500 moles de Na2CO3 en suficiente agua para formar 0.250 L de disolución, entonces esta tiene una concentración de (0.500 mol/0.250 L = 2 M de Na2CO3

• La molaridad si varía con la temperatura

Ejercicio

Una disolución con una densidad de 0.876 g/ml contiene 5 g de Tolueno (C7H8) y 225 g de benceno. Calcular la molaridad de la sol.

Disolución = 230 g x 1mL /0.876 g = 262.56 mL = 0.26256 L Peso molar de tolueno = 92 g. Entonces: 5 g x 1 mol/ 92 g = 0.0543 mol M = 0.0543 mol/ 0.26256 L = 0.20 M

Molarity Calculations

• Calculate the molarity of a solution prepared by dissolving 10.0g of NaCl in water to make a total volume of 250 mL.

M = mol/ L, L = 250mlx(0.001L/mL) = 0.25L, mol = g/M, M = 22.99 + 35.45 = 58.44g/mol, mol = 10.0/58.44 = 0.171mol; M = 0.171/0.250 = 0.684 M

Procedimiento para preparar una solución molar

• Cómo se prepara 250 mL de una solución 1.00 M de CuSO4•5 H2O?

En litros el volumen a preparar es 0.25L Masa (CuSO4•5 H2O) = 249.6 g/mol. Si M = mol/ L , entones mol es igual a Mol = MxL = 1.00 M x0.25 L = 0.25 mol transformamos este mol a gramos. g = molxM = 0.25 mol x 249.69 g = 62.4 g

Add 62.4 g CuSO4•5 H2O a 250 mL en un matraz volumétrico, disolver en agua destilada, mezclar hasta disolver , diluir a la marca y volver a mezclar . Finalmente se tendrá 250 ml de solucion de CuSO4•5 H2O 1M. video

Preparing molar solutions. • How would you prepare 250 mL of a 0.200M

solution of NaCl?

From the previous example, we have 0.25L, M(NaCl) = 58.44g/mol. Mol = M x L = 0.25 x 0.2 = 0.05 mol g = mol x M = 0.05 x 58.44 = 2.92 g

Add 2.92 g NaCl to a 250 mL volumetric flask, half filled with distilled water, mix until dissolved, dilute to the mark, mix.

Prentice-Hall ©2002

Preparing a Solution From a

Solid

Dilute disolutions

• Calculate the volume of 2.50 M NaCl required to prepare 500. mL of 0.200 M NaCl.

• Since the moles taken from the concentrated solution must equal the moles put into the dilute solution

• molcon= moldil; MconVcon=MdilVdil

• (2.5)(Vcon)=(0.2)(500); Vcon =(0.2)(500)/(2.5)

• = 40 mL VIDEO

mol de soluto kg de disolvente

m =

Molalidad (m)

• Si forma una disol. Mezclando 0.200 mol de NaOH (8g) y 0.500 kg de agua (500g) La concentración de la disol. Es (0.2 mol)/0.5 kg = 0.400 m es decir 0.4 molal de NaOH.

• La molalidad no varía con la temperatura.

mol de soluto kg de disolvente

m =

Ejercicio de la Molalidad (m)

• Se prepara una disolución al disolver 4.35 g de glucosa en 25 ml de agua a 25°C . Calcule la molalidad de la glucosa en la disol. El agua tiene una densidad de 1 g/ml.

• Una disolución acuosa de ácido clorhídrico contiene 36 % de HCl en masa. Calcule la molalidad de HCl en la disolución.

Ejercicio generales

• Una disolución blanqueadora comercial contiene 3.62 % en masa de NaOCl en agua. Calcule a) la fracción molar y b) la molalidad del NaOCl enla disolución.

a) X NaClO = 8.99 x 10-3

X H2O = 0991 b) 0.50 m

Normalidad (N)

• Es el número de equivalentes gramo o equivalentes químicos contenidos en un litro total de solución.

• Si se desea preparar una solución de H2SO4 1N

• Determinar el eq –g = 98 g/2 = 49 g.

• Se pesa 49 g y se disuelve a 1 L de sol.

# Equivalente en gramo o Masa equivalente químico

L de solución N = Peso molecular valencia

Equivalente químico o masa equivalente en gramo =

Peso soluto Equivalente químico # Equivalente =

Normalidad (N) ejercicio • Calcular la concentración normal de una solución

de NaOH que tiene disueltos 16 g de NaOH en 800 ml de solución

# Equivalente L de solución N =

Peso molar valencia

Masa equivalente en gramo =

= 40 g /1 = 40 g

Peso soluto Equivalente -gr

# Equivalente = = 16 g / 40 g = 0.40

= 0.40/ 0.8 L = 0.5 N

Cambio de molaridad a molalidad

Si se conoce la densidad de la disolución, puede calcularse la molalidad a partir de la molaridad y viceversa.

Ejercicio

• Una disolución con una densidad de 0.976 g/mL contiene 5 g de tolueno (C7H8) y 225 g de benceno. Calcule la molaridad y la molalidad de la disolución.

0.207 M 0.24 m

Ejercicio

• Una disolución que contiene masas iguales de glicerol (C3H8O3) y agua tiene una densidad de 1.10 g/mL. Calcule:

• a) la molalidad del glicerol

• b)la fracción molar del glicerol

• c) la molaridad del glicerol en la disolución.

a) 10.9 m b) X NaClO = 0.163 X H2O = 0.837 c) 5.94 M

Propiedades coligativas

• Los cambios en las propiedades coligativas sólo dependen de la cantidad del soluto presente, no del tipo o identidad de las partículas del soluto.

• Entre las propiedades coligativas están:

– Disminución del punto de congelación.

– Elevación del punto de ebullición.

– Disminución de la presión de vapor.

– Presión osmótica.

Disminución de la Presión de vapor

• Presión de vapor es la presión ejercida por el vapor para alcanzar el equilibrio.

•Cuando se agrega un soluto a un disolvente la presión de vapor siempre disminuye, porque depende de la concentración de soluto.

• El soluto dificulta que el vapor escape.

Una sustancia que no tiene un presión de vapor medible es NO VOLÄTIL

Si la sustancia presenta una presión de vapor es volátil

Ley de Raoult El grado en que un soluto no volátil

disminuye la presión de vapor

PD = XDPD donde:

• PD es la presión parcial del vapor del disolvente sobre una disolución

• XD es la fracción molar del disolvente.

• PD es la presión de vapor del disolvente puro Ej. La presión de vapor del agua es de 17.5 torr a 20°C, si se agrega

glucosa (C6H12O6) se obtiene una XH2O= 0.8 y una X C6H12O6= 0.2. la presión de vapor será : P= (0.80)(17.5 torr) = 14 torr.

Significa que la presión se disminuyó en un 17.5 – 14 = 3.5 torr

Ley de Raoult - ejercicio

La glicerina (C3H8O3) es un no electrolito no volátil con una densidad de 1.26 g/ml a 25°C. Calcule la presión de vapor de una disolución preparada mediante la adición de 50 mL de glicerina a 500 mL de agua. La presión de vapor del agua a 25°C es de 23.8 torr.

Datos: 50 mL Glicerina x 1.26 g / mL = 63 g x 1 mol/ 92 g = 0.685 mol 500 mL agua = 500 g x 1 mol/ 18 g = 27.778 mol X agua= mol agua/ mol total disolución = 27.778 mol/28.463= 0.976 = 0.976 x 23.8 = 23.23 torr Presión inicial 23.8 torr por lo tanto la presión disminuyó 0.57 torr

PD = XDPD

Ley de Raoult disoluciones con dos o más componentes volátiles

Si se tiene dos o mas componentes volátiles en las disoluciones:

PD1 = XDPD (de un disolvente) + PD2 = XDPD (otro disolvente)

Presión Total = PD1 + PD2

Ejercicio:

Considere una mezcla de benceno (C6H6) y tolueno C7H8, que contiene 1 mol de benceno y 2 moles de tolueno. Xben= 0.33 y Xtolueno= 0.67. Si a 20 °C las presiones de las sustancias puras son: Benceno = 75 torr y tolueno 22 torr.

Cuál es la presión de vapor total?

P benc = 0.33 x 75 torr = 24.75 torr P tolu = 0.67 x 22 torr = 14.74 torr Presión total = 24.75 torr + 14.75 torr = 39.5 torr ≈ 40 torr.

Elevación del punto de ebullición y disminución del punto de congelación

La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la disolución y también ocasiona que las disoluciones tengan puntos de ebullición más altos y puntos de congelación más bajos que el disolvente puro.

Elevación del punto de ebullición

• El cambio en el punto de ebullición es proporcional a la molalidad del soluto en la disolución:

Tb = Kb m

donde Kb es la constante de la elevación del punto de ebullición molal, una propiedad del disolvente.

Ej si la Kb del agua es de 0.51 °C/m significa que una disolución acuosa con una sust. No volátil (sacarosa) no electrolito hervirá a 0.51°C más que el agua pura.

Si el NaCl (electrolito) se disuelve en agua se forman 2 moles de particulas (2 molal). La elevacion del punto de ebullción será = 2m x 0.51 °C/m = 1°C

Tb se adiciona al punto de ebullición normal del disolvente. La elevación del punto de ebullición de una disolución es proporcional a la molalidad Para predecir cualquier propiedad coligativa se debe conocer si se trata de un electrolito o no

Disminución del punto de congelación

• El cambio en el punto de congelación puede determinarse de forma similar:

Tf = Kf m • Aquí Kf es la constante de la

disminución del punto de congelación molal del disolvente.

• Ej si la Kf del agua es de 1.86 °C/m significa que una disolución acuosa con una sust. No volátil (sacarosa) no electrolito fundirá a 1.86°C menos que el punto de fusión del agua pura

Tf se sustrae del punto de ebullición normal del disolvente.

Tb = Kb m

Tf = Kf m

Elevación del punto de ebullición y disminución del punto de congelación -ejercicio

Un anticongelante para automóviles consiste en etilenglicol CH2OH CH2OH, un no electrolito no volátil. Calcule el punto de ebullición y el punto de congelación de una disolución acuosa de 25% en masa de etilenglicol.

m = 5.37 m Tb = 2.7 °C Punto de ebullición = 100+2.7°C = 102.7°C

Tf = 10°C Punto de fusión = 0-10 °C= -10°C

Aumento del punto de ebullición (ejercicio)

Se preparó una disolución de un electrolito no volátil desconocido disolviendo 0.250 g de la sustancia en 40 g de CCl4. el punto de ebullición de la disolución resultante fue 0.357 °C más elevado que el del disolvente puro. Calcule la masa molar del soluto. Según la tabla el CCl4 tiene Kb= 5.02 °C/m

Tb = Kb m

m= Tb / Kb

m= 0.357 °C /5.02 °C/m = 0.0711 m = 0.0711 moles/ Kg disolv 0.040 g disolvente x 0.0711 moles/ Kg disolv = 2.84 x 10 -3 mol soluto Masa molar = g/ mol = 0.250 g soluto / 2.84 x 10 -3 mol soluto= 88 g/mol

Propiedades coligativas de los electrolitos

Las propiedades coligativas de las disoluciones dependen de la concentración total de las partículas del soluto, independientemente de si las partículas son iones o moléculas.

En muchas ocasiones la disminución del punto de congelación registrado con el calculado no concuerdan.

Ej. Una solución de NaCl 0.100 m tiene un disminución en su punto de congelación de (0.200 m)(1.86 Cm = 0.372 °C.

Sin embargo se ha registrado la disminución de 0.348°C.

Propiedades coligativas de los electrolitos

La diferencia entre las propiedades coligativas registradas y las calculadas en los electrolitos fuertes se debe a las atracciones electrostáticas entre los iones.

Par iónico

Factor de van’t Hoff

• Una medida del grado al cual los electrolitos se disocian.

• Representa la relación del valor real con respecto al valor calculado

ΔTf (medido) ΔTf calculado i =

Factor de van’t Hoff

• Se modifican las ecuaciones anteriores multiplicándolas por el factor de van’t Hoff, i.

Ósmosis

• Movimiento de las moléculas del disolvente desde la disolución menos concentrada hacia la más concentrada.

• Algunas sustancias forman membranas semipermeables que permiten que algunas partículas pequeñas las atraviesen, pero bloquean partículas más grandes.

• En los sistemas biológicos, la mayoría de las membranas semipermeables permiten que el agua las atraviese, pero no permiten que lo hagan los solutos.

Ósmosis

La presión requerida para detener la ósmosis, es conocida como presión osmótica.

Presión osmótica

La presión osmótica cumple una ley similar a la de los gases ideales es:

n V

∏ = ( ) RT = MRT

donde M es la molaridad de la disolución.

NOTA: Si dos disoluciones con presiones osmóticas idénticas se separan por una membrana semipermeable , NO presentan ósmosis, las dos disoluciones son ISOTÓNICAS. Si una disolución tiene una presión osmótica menor, es HIPOTÓNICA con respecto a la disolución más concentrada. La disolución más concentrada es HIPERTÓNICA con respecto a la disolución diluída.

Ósmosis en células sanguíneas

• Si la concentración del soluto fuera de la célula es mayor que la de adentro de la célula, la solución es hipertónica.

• El agua fluirá hacia fuera de la célula y sucederá crenación.

• Si la concentración del soluto fuera de la célula es menor que la de adentro de la célula, la solución es hipotónica.

• El agua fluirá hacia dentro de la célula y sucederá hemólisis.

Presión osmótica (ejercicio)

n V

∏ = ( ) RT =

∏ = MRT

La presión osmótica promedio de la sangre es de 7.7 atm a 25°C. Qué molaridad de la glucosa (C6H12O6) será isotónica con respecto a la sangre?

M= ∏ / RT M = 7.7 atm /0.082 atm L/mol K (298 K) = 0.31 M

Coloides A las suspensiones de partículas mayores a las de iones

o moléculas individuales, pero demasiado pequeñas como para sedimentarse por gravedad, se les llama coloides.

Efecto Tyndall

• Las suspensiones coloidales pueden dispersar rayos de luz.

• A este fenómeno se le conoce como efecto Tyndall.

Coloides en sistemas biológicos

Algunas moléculas tienen un extremo polar hidrofílico (afín con el agua) y un extremo no polar hidrofóbico (sin afinidad con el agua) .

Coloides en sistemas biológicos

El estearato de sodio es un ejemplo de esa molécula.

Coloides en sistemas biológicos

Estas moléculas pueden auxiliar en la emulsificación de grasas y aceites en disoluciones acuosas.