Capítulo 13 - Las propiedades de las mezclas: Soluciones y coloides

13.1 Tipos de soluciones: Fuerzas intermoleculares y la predicción de la solubilidad

13.2 Cambios de energía en el proceso de disolución

13.3 Solubilidad como un proceso de equilibrio

13.4 Maneras cuantitativas de expresar la concentración

13.5 Propiedades coligativas de las soluciones

13.6 La estructura y las propiedades de los coloides

Definiciones de las Soluciones

Soluto – El más pequeño (en masa) de los componentes en una solución, material dispersado en el disolvente.

Disolvente – El componente principal de la disolución, material en el que se disuelve el soluto.

Solubilidad – La mayor cantidad que se puede disolver en un disolvente específico para formar una solución estable a una temperatura específica.

Miscible – Sustancia que se puede disolver en cualquier proporción de modo que es difícil distinguir el soluto del disolvente.

Fig. 13.1

Las principales fuerzas intermoleculares en las soluciones

Ion-dipolo

Dipolo-dipolo

Ion-dipolo inducido

Dipolo-dipolo inducido

Dispersión

Enlace H Metanol

Cloroformo (CHCl3)

Hexano (C6H14)

Xenon (Xe)

Octano (C8H18)

Capas de hidratación alrededor de un ion en solución acuosa

Fig. 13.2 Enlaces de hidrógeno

Fuerzas ion-dipolo

Capas de hidratación

Lo semejante disuelve a lo semejante

• Moléculas polares Se disuelven mejor en disolventes polares.

• Las moléculas polares forman puentes de hidrógeno con los disolventes polares, como el agua, por tanto, aumentan su solubilidad.

• Moléculas no polares Se disuelven mejor en disolventes no polares.

• Los hidrocarburos, moléculas no polares, no se disuelven ni mezclan con el agua.

(pág. 493)

Lo semejante disuelve a lo semejante: la solubilidad del metanol en agua

Fig. 13.3

Agua Metanol Una solución de agua y metanol

Predicción de las solubilidades relativas de las sustancias (1)

Problema: Prediga cuál de los disolventes disolverá más del soluto dado.a) Cloruro de sodio en metanol (CH3OH) o en propanol CH3CH2CH2OH).b) Etilenglicol (HOCH2CH2OH) en hexano (CH3CH2CH2CH2CH2CH3) o en agua. c) Éter dietílico (CH3CH2OCH2CH3) en etanol (CH3CH2OH) o en agua. Plan: Examinamos las fórmulas del soluto y cada solvente para determinar el tipo de fuerzas intermoleculares que pueden existir. Un soluto tiende a ser más soluble en un disolvente cuyas fuerzas intermoleculares son similares a, y por tanto pueden sustituir, las que existen en el soluto.

(pág. 494)

Predicción de las solubilidades relativasde las sustancias (2)

Solución:(a) En metanol NaCl es un sólido iónico que se disuelve mediante fuerzas ion-

dipolo. Ambos metanol y propanol, contienen un grupo polar –OH, pero el propanol tiene una cadena de hidrocarburos más larga que sólo forma fuerzas débiles con los iones, por tanto, es menos efectivo para sustituir las atracciones iónicas en el soluto.

(b) En agua Las moléculas de etilenglicol tienen dos grupos –OH, y las moléculas interactúan entre ellas con enlaces de H. Son más solubles en agua, cuyos enlaces de H pueden sustituirse por enlaces de H del soluto mejor de lo que pueden hacer las fuerzas de dispersión del hexano.

(c) En etanol Las moléculas de éter dietílico interactúan entre ellas a través de las fuerzas de dispersión y de dipolo, y pueden formar enlaces de H con

ambos, agua y etanol. El éter es más soluble en etanol porque el disolvente puede formar enlaces de H y sustituir las fuerzas de dispersión en el soluto, mientras que los enlaces de H en el agua deben sustituirse parcialmente por fuerzas de dispersión más débiles.

La estructura y función de un jabón

Fig. 13.4

Fig. 13.A (p. 487)

Interior de la célula bacterianaInterior de la célula bacteriana

Interior polar de la gramicidina A

Membrana bacteriana

Superficie interior polar de la membrana

Superficie externa polar de la membrana Exterior no polar de la

gramicidina A

Mecanismo de acción de un antibiótico

Correlación entre el punto de ebullición y la solubilidad en agua

Gas Solubilidad (M) a 273K y 1 atm. pe (K)

He 4.2 x 10–4 4.2

Ne 6.6 x 10–4 27.1

N2 10.4 x 10–4 77.4

CO 15.6 x 10–4 81.6

O2 21.8 x 10–4 90.2

NO 32.7 x 10– 4 121.4

Tabla 13.2 (pág. 496)

Ciclo de la disolución

Paso 1: El soluto se separa en partículas – superando las atracciones, por tanto -- Endotérmico

Paso 2: El disolvente se separa en partículas – superando las atracciones intermoleculares, por tanto -- Endotérmico

disolvente (agregado) + calor disolvente (separado) Hdisolvente > 0Paso 3: Mezcla de partículas del soluto y disolvente – las partículas se

atraen entre sí, por tanto -- Exotérmico soluto (separado) + disolvente (separado) solución + calor

Hmezcla < 0Ciclo termoquímico Hsolución = Hsoluto + Hdisolvente + Hmezcla

Sí HEndotérmico Rxn < HExotérmico Rxn la disolución se calienta

Sí HEndotérmico Rxn > HExotérmico Rxn la disolución se enfría

Fig. 13.6

Ciclos de solución y los componentes de la entalpía del calor de solución

Tabla 13.3 (pág. 500) Tendencias en calores iónicos de hidratación

Ion Radio iónico (pm) Hhidr(kJ/mol)

Grupo 1A(1)Li+ 76 –510Na+ 102 –410K+ 138 –336Rb+ 152 –315Cs+ 167 –282

Grupo 2A(2)Mg2+ 72 –1903Ca2+ 100 –1591Sr2+ 118 –1424Ba2+ 135 –1317

Grupo 7A(17)F– 133 –431Cl– 181 –313Br– 196 –284I– 220 –247

Fig. 13.7

Fig. 13.8

El equilibrio en una solución saturada

Fig. 13.9

Definiciones

Saturada – Solución que contiene la cantidad máxima de soluto que se disolverá en una serie de condiciones determinadas.

Insaturada – Solución que contiene menos de la cantidad de saturación del soluto, se puede adicionar más soluto y éste se disolverá.

Sobresaturada – Solución preparada a temperatura elevada y enfriamiento lento para que quede disuelta más de la cantidad máxima normal del soluto.

Fig. 13.10

Cristalización a partir de unasolución sobresaturada

Soluciones y calor: calor de la solución

La solubilidad se incrementa con la temperatura si el proceso de solución es endotérmico:

Soluto + disolvente + Calor Solución

La solubilidad disminuye con la temperatura si el proceso de solución es exotérmico:

Soluto + disolvente Solución + calor

Fig. 13.11

La relación entre la solubilidad y la temperatura

Temperatura (°C)

So

lub

ilid

ad (

g d

e so

luto

en

100

g H

2O)

Predicción del efecto de la temperatura sobre la solubilidad (1)

Problema: De la siguiente información, prediga si la solubilidad de cada compuesto aumenta o disminuye con un aumento en la temperatura. (a) CsOH Hsoln = –72 kJ/mol (b) Cuando CsI se disuelve en agua, el agua se enfría (c) KF(s) K+

(ac) + F –(ac) + 17.7 kJ

Plan: Usamos la información para escribir una reacción química que incluyacalor absorbido (izquierda) o liberado (derecha). Si el calor está en la izquierda, la temperatura cambia a la derecha, así que se disuelve más soluto. Si el calor está en la derecha, un incremento en la temperatura cambia el sistema a la izquierda, así que se disuelve menos soluto.

Solución: (a) Un H negativo indica que la reacción es exotérmica, así que cuando 1 mol de Hidróxido de Cesio se disuelve, se liberan 72 kJ de calor.

H2O

Predicción del efecto de la temperatura sobre la solubilidad (2)

(a) continuación

CsOH(s) Cs+(ac) + OH–

(ac) + calor

A mayor temperatura (más calor) disminuye la solubilidad del CsOH.

H2O

(b) Cuando se disuelve el CsI, la solución se enfría, así que se absorbe calor.

CsI(s) + calor Cs+(ac) + I –

(ac)H2O

Una mayor temperatura amenta la solubilidad del CsI.

(c) Cuando se disuelve el KF, el calor está del lado del producto, y se desprende, de modo que la reacción es exotérmica.

KF(s) K+(ac) + F–

(ac) + 17.7 kJH2O

Una mayor temperatura disminuye la solubilidad del KI

Fig. 13.13

Efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas

La constante de la ley de Henry para el oxígeno en agua es 1.3 x 10–3 mol litros atmy la presión parcial del oxígeno en la atmósfera es 21%, o 0.21 atm.

Uso de la ley de Henry para calcular la solubilidad de un gas

Problema: La menor concentración de gas oxígeno disuelto en agua que sustenta la vida es ~ 1.3 x 10–4 mol/L. ¿A la presión atmosférica normal del oxígeno, hay suficiente oxígeno para sustentar la vida?Plan: Utilicemos la ley de Henry y la constante de la ley de Henry para el oxígeno en agua con la presión parcial de O2 en el aire para calcular la cantidad.Solución:

Soxígeno = kH x PO2 = 1.3 x 10–3 mol x ( 0.21 atm) litros • atm SOxígeno = 2.7 x 10–4 mol O2 / litro

.

¡Es suficiente para sustentar la vida en el agua!

Definiciones de concentraciónTérmino de concentración Relación

Molaridad (M)cantidad (mol) de soluto

volumen (L) de solución

Molalidad (m)

Partes en masa

Partes en volumen

Fracción molar (X)

cantidad (mol) de solutomasa (kg) de disolvente

masa de solutomasa de solución

volumen de soluto

volumen de solución

cantidad (mol) de soluto

cantidad (mol) de soluto + cantidad (mol) de disolvente

Tabla 13.4 (pág. 507)

Cálculo de la molalidad (1)

Para calcular la molalidad necesitamos el número de moles de soluto y la masa de disolvente que se utiliza para disolver el soluto. Por loregular, se nos proporciona la masa del soluto y la masa del disolvente;por tanto podemos calcular las moles de soluto a partir de la masa, entondes usamos la masa del disolvente para calcular la molalidad.

Masa (g) de soluto

Moles de soluto

Molalidad (m) de la solución

M (g/mol)

dividir entre kg agua

Recordemos que molalidad esdiferente de molaridad, en cuantoa que sólo nos interesa el númerode “partículas” que interfieren con los puentes de H normales de las moléculas de agua. Esta definición de concentración de la solución sólo se utiliza para las propiedades coligativas de las soluciones.

Cálculo de la molalidad (2)

Problema: Cuál es la molalidad y molaridad de una solución que seprepara disolviendo 75.0 g de Ba(NO3)2 (s) en 374.00 g de agua a 25oC.Plan: Convirtamos la masa de Ba(NO3)2 en moles con la masa molar (M) y luego dividamos entre el volumen de H2O en litros (densidad del agua = 0.99707 g/ml3).Solución: masa molar de Ba(NO3)2 = 261.32 g/mol

moles Ba(NO3)2 = = 0.28700 moles75.0 g261.32 g/mol

molalidad = = 0.76739 m = 0.767 m0.37400 kg0.28700 moles

molaridad – necesitamos el volumen de la solución, ¡suponiendo que no cambia el volumen al adicionar la sal!

374.00 g H2O0.99707 g/mL

= 375.099 mL = 0.375099 LM = = 0.765 M

0.375099 L0.28700 moles

Cómo expresar la concentración de partes por masa, partes por volumen, y fracción molar (1)

Problema: a) Calcular las ppb en masa de hierro en una tableta de suplemento de hierro de 1.85 g que contiene 0.0543 g de hierro. b) La etiqueta de una lata de cerveza (340 ml) indica “4.5% alcohol en volumen”. ¿Cuál es el volumen en litros del alcohol que contiene? c) Una muestra de alcohol contiene 118 g de etanol (C2H5OH), y 375.0 g de agua. ¿Cuáles son las fracciones molares?Plan: a) Convertimos g Fe en gramos y luego usamos la masa de la tableta de Fe y multiplicamos por 109 para obtener las ppb. b) Conocemos el % vol. y el volumen total , también la definición para encontrar el volumen del alcohol. c) Conocemos la masa y la fórmula de cada compuesto, podemos convertirlas en moles y aplicar la definición de la fraccción molar.Solución: Continúa en la siguiente diapositiva.

Vol. alcohol = x

Solución: a) 0.0543g Fe = 5.43 x 10–8 g Fe

5.43 x 10–8 g Fe1.85 g

x 109 = 2.94 PPB

b) = 15.3 mL alcohol 4.5 mL alcohol

100 mL sol. 340 mL sol.

c) Moles etanol = = 2.744 mol etanol 118 g etanol43 g etanol/mol

Moles agua = = 21.94 mol H2O 395g H2O18g H2O/mol

Xetanol = = 0.11117 2.74421.94 +2.744

Xagua = = 0.88883 21.9421.94 +2.744

Xetanol + Xagua = 0.11117 + 0.88883 = 1.00000

Cómo expresar la concentración de partes por masa, partes por volumen, y fracción molar (2)

Conversión de unidades de concentración (1)

Problema: El ácido clorhídrico concentrado, comercial es HCl 11.8 M y tiene densidad de 1.190g/mL. Calcular: a) el % masa de HCl, b) molalidad y c) fracción molar del HCl.Plan: Conocemos la molaridad y densidad, a) para el % masa de HCl, necesitamos la masa del HCl y el agua (disolvente). Supongamos 1 L de solución, de la densidad sabemos la masa de la solución, y de la masa molecular del HCl calculamos su masa. b) Conocemos las moles de HCl y la masa del agua, c) utilicemos las moles de HCl a partir de a) y la masa del agua para obtener las moles del agua, luego calculemos las fracciones molares e incorporémolas para revisar.Solución:

a) suponga 1L de HCl solución 11.8 moles HCl

11.8 moles HCl x = 430.228 g HCl36.46 g HCl mol HCl

Conversión de unidades de concentración (2)

a) Continuación.

1 L solución x x = 1190. g solución1.190 g sol.mL sol.

1000 mL1 L sol.

% masa HCl = x 100% = 36.1536 % HCl430.228 g HCl1190.g sol.

b) masa de H2O = masa de la solución – masa de HCl =

1190.g solución – = 759.772g H2O430.228g HCl1190g solución

11.8 moles HCl0.759772 kg H2O

= 15.53 m HCl

c) 759.772g H2O18.016g H2O/mol H2O

= 42.172 moles H2OMoles totales =42.172 + 11.8 = 53.972=54.0

XHCl = = 0.21911.854.0

XH2O = = 0.78142.172 54.0

Los tres tipos de comportamiento de electrólitos

Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólito

Fig. 13.14

Propiedades coligativas

I ) Disminución de la presión de vapor- Ley de Raoult

II ) Elevación del punto de ebullición

III ) Depresión del punto de congelación

IV ) Presión osmótica

Fig. 13.15

Efecto del soluto sobre la presión de vapor en una solución

Moléculas de disolvente

Moléculas de soluto no volátil

Disminución de la presión de vapor (2)

Problema: Calcular la disminución de la presión de vapor cuando se disuelven 175g de sacarosa en 350.00 mL de agua a

75°C. La presión de vapor del agua pura a 75°C es 289.1 mm Hg, y su densidad es 0.97489 g/mL.

Plan: Calculemos el cambio de presión según la ley de Raoult utilizando la presión de vapor del agua pura a 75°C. Calculemos la fracción molar del azúcar en solución con la fórmula molecular de la sacarosa y la densidad del agua a 75°C. Solución: Masa molar de la sacarosa ( C12H22O11) = 342.30 g/mol

175g sacarosa342.30g sacarosa/mol

= 0.51125 moles de sacarosa

350.00 mL H2O x 0.97489g H2O = 341.21g H2O mL H2O 341.21 g H2O

18.02g H2O/mol= 18.935 moles H2O

Disminución de la presión de vapor (2)

Xsacarosa = moles sacarosamoles de agua + moles de sacarosa

Xsacarosa = = 0.2629 0.51125 moles sacarosa18.935 mol H2O + 0.51125 moles sacarosa

P = Xsacarosa x P 0H2O = 0.2629 x 289.1 mm Hg = 7.600 mm Hg

Diagramas de fase del disolvente y de la solución

Fig. 13.16

Punto de congelación de la solución

Punto de conge-lación del agua

Punto de ebullición del agua

Punto de ebullición de la solución

Temperatura

Pre

sión

SÓLIDO LÍQUIDO

Disolvente puroSolución

Constantes de elevación molal del punto de ebullición y de depresión del punto de congelación para algunos disolventes

Disolvente Punto de Ke Punto de ebullición ( oC)* fusión (°C) Kc (°C/m)

Ácido acético 117.9 3.07 16.6 3.90Benceno 80.1 2.53 5.5 4.90Disulfuro de carbono 46.2 2.34 –111.5 3.83Tetracloruro de carbono 76.5 5.03 –23.0 30.00Cloroformo 61.7 3.63 –63.5 4.70Dietil éter 34.5 2.02 –116.2 1.79Etanol 78.5 1.22 –117.3 1.99Agua 100.0 0.512 0.0 1.86

Tabla 13.5 (pág. 514)* A 1 atm.

Fig. 13.17

Efecto del soluto sobre el punto de congelación de una solución Soluto

(disolvente) (solución)

Fase líquida

Fase

sólida

Determinación de la elevación del punto de ebullición y la

depresión del punto de congelación de una solución acuosa

Problema: Adicionemos 475g de sacarosa (azúcar) a 600g de agua. ¿Cuál será el punto de congelación y los puntos de ebullición de la solución resultante? Plan: Encontremos la molalidad de la solución de sacarosa calculando las moles de sacarosa y dividiendo entre la masa del agua en kilogramos. Luego apliquemos las ecuaciones para la depresión del PC y la elevación del P.Eb. utilizando las constantes de la tabla 12.4.Solución: La sacarosa C12H22O11 tiene una masa = 342.30 g/mol

475g sacarosa432.30g sacarosa/mol

= 1.388 moles sacarosa

molalidad = = 2.313 m1.388 moles sacarosa 0.600 kg H2O

Tb = Kb x m = (2.313 m) = 1.18oC P.Eb. = 100.00oC + 1.18oC P.Eb. = 101.18oC

0.512oC m

Tf = Kf x m = (2.313 m) = 4.30oC PC = 0.00oC – 4.30oC = –4.30oC1.86oC

m

Determinación de la elevación del punto de ebullición y la depresión del punto de congelación de una solución no acuosa

Problema: Calcule el efecto en el punto de ebullición y punto de congelación de una solución de cloroformo si en 500.0 g de cloroformo (CHCl3) se disuelven 257 g de naftaleno (C10H8, antipolillas).

Plan: Primero debemos calcular la molalidad de la solución de cloroformo calculando las moles de cada material, luego aplicamos las ecuaciones de cambio del PC y P. Eb. y las constantes para el cloroformo.

Solución: naftaleno = 128.16g/mol cloroformo = 119.37g/mol

molesnaft = = 2.0053 mol naft257g naft.

128.16g/molmolaridad = = = 4.01 mmol naft.

kg(CHCl3)2.0053 mol

0.500 kg

Tb = Kb m = (4.01m) = 14.56oC P.Eb normal = 61.7oC P.Eb. nueva = 76.3oC

3.63oC m

Tf = Kf m = (4.01m) =18.85oC PC normal = –63.5oC PC nueva = –82.4oC

4.70oC m

Fig. 13.18

Desarrollo de lapresión osmótica Presión

osmótica

Presión aplicada necesaria para prevenir el incremento de volumen

Solución

disolvente puro

Movimiento neto del disolvente

Membrana semipermeable

Moléculas de soluto moléculas de disolvente

Determinación de la masa molara partir de la presión osmótica (1)

Problema: Un médico que estudia un tipo de hemoglobina formadadurante una enfermedad fatal disuelve 21.5 mg de la proteína en agua a5°C para formar 1.5 mL de solución y medir su presión osmótica. En elequilibrio la solución tiene una presión osmótica de 3.61 torr. ¿Cuál es la masa molar (M) de la hemoglobina?Plan: Conocemos la presión osmótica (), R y T. Convirtamos en atm y la T de °C a K y utilicemos la ecuación de la presión osmótica paraobtener la molaridad (M). Luego calculemos las moles de hemoglobina apartir del volumen conocido y utilicemos la masa molar para encontrar M.Solución:

P = 3.61 torr = 0.00475 atm 1 atm760 torr

T = 5.0oC + 273.15 = 278.15 K

Determinación de la masa molar a partir de la presión osmótica (2)

M = = = 2.08 x 10–4 MRT

0.00475 atm0.082 L atm (278.2 K) mol K

Encontremos las moles de soluto:

n = M x V = x 0.00150 L sol. = 3.12 x 10–7 mol2.08 x 10–4 mol L sol.

Calcule la masa molar de hemoglobina (después de cambiar mg a g):

M = = 6.89 x 104 g/mol0.0215 g3.12 x 10–7 mol

Propiedades coligativas de soluciones de no electrólitos volátiles

A partir de la ley de Raoult, sabemos que:

Pdisolvente = Xdisolvente x P0disolvente y Psoluto = Xsoluto x P0

soluto

Miremos una solución preparada de cantidades equimolares de acetona ycloroformo. Xacetona = XCHCl3 = 0.500, a 350C, la presión de vapor de la acetona pura = 345 torr y del cloroformo puro = 293 torr. ¿Cuál es lapresión de vapor de la solución y la presión de vapor de cada componente? ¿Cuáles son las fracciones molares de cada componente?

Pacetona = Xacetona x P0acetona = 0.500 x 345 torr = 172.5 torr

PCHCl3 = XCHCl3 x P0CHCl3 = 0.500 x 293 torr = 146.5 torr

De la ley de Dalton de las presiones parciales sabemos que XA =PA

PTotal

Xacetona = = = 0.541Pacetona

PTotal

172.5 torr172.5 + 146.5 torr

XCHCl3 = = = 0.459PCHCl3

PTotal

146.5 torr172.5 + 146.5 torr

Presión total = 319.0 torr

Fig. 13.19

El proceso de destilación fraccionada

Vapores de petróleo crudo del calentador

Vapor Residuo (asfalto, alquitrán)

Vapores de gasolina

Condensador

Gas

Gasolina 38°C

Queroseno 150°C

Aceite para calentamiento 260°CAceite para lubricación 315°C-370°C

Propiedades coligativas de soluciones de electrólitos

Para soluciones iónicas tomemos en cuenta el número de iones presentes

i = factor de van’t Hoff = “fuerza iónica”, o número de iones presentes

Para la disminución de la presión de vapor: P = i XsolutoP 0disolvente

Para la elevación del punto de ebullición: Tb = i Kb m

Para la depresión del punto de congelamiento: Tf = i Kf m

Para la presión osmótica: = i MRT

Comportamiento no ideal de las soluciones de electrólitos

Fig. 13.20

Esperado

Observado

Sol

uto

Glucosa

*

Car

gas

ióni

cas

Factor de van’t Hoff

(i)* Se muestra un no electrólito como comparación.

Un modelo de atmósfera iónica para elcomportamientono ideal de soluciones de electrólitos

Fig. 13.21

Tipos de coloides

Sustancia Medio Tipo de coloide dispersa dispersante Ejemplo

Aerosol Líquido Gas NeblinaAerosol Sólido Gas HumoEspuma Gas Líquido Crema batidaEspuma sólida Gas Sólido MalvaviscoEmulsión Líquido Líquido LecheEmulsión sólida Líquido Sólido MantequillaSol Sólido Líquido Pintura; fluido

celularSol sólido Sólido Sólido Ópalo

Tabla 13.6 (pág. 523)

Fig. 13.22A

Dispersión de la luz y efecto Tyndall

Las superficies cargadas de coloides apolares dispersas en agua

Fig. 13.23

Los iones adsorbidosinteractúan con agua

Aniones ensolución

Fig. 13.24

Precipitador de Cottrell para eliminar partículas gaseosas de chimeneas industriales

Fig. 13.B (pág. 525)

Planta municipal para tratamiento de agua

Intercambio iónico para la eliminación de los iones del agua dura

Fig. 13.C (pág. 526)

Ósmosis inversa para la eliminación de iones

Fig. 13.D (pág. 526)