Unidad IV Disoluciones Corregida 2013

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UNIVERSIDAD DE EL SALVADORFACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMATICA

ESCUELA DE QUIMICA

UNIDAD IV DISOLUCIONES

QUIMICA GENERAL: DOCTORADO EN MEDICINACICLO I / 2013

OBJETIVO GENERAL:

El objetivo de esta unidad es que los estudiantes comprendan y analicen lo que son las disoluciones, los factores que las afectan y su clasificación. Así como aplicar los conocimientos sobre unidades de concentración físicas y químicas, resolviendo problemas relativos a estas, y además distinguir entre disolución saturada, no saturada, sobresaturada, diluida y concentrada, en función de la solubilidad.

1.0. Generalidades:

1. 1. Expresar el concepto de disolución.

Una disolución es una mezcla homogénea formada por dos o más sustancias, que no

reaccionan entre sí. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un

medio dispersante denominado disolvente.

1.2. Componentes de una disolución:

a) Soluto: Es aquel componente de la disolución que se encuentra en menor cantidad

(fase dispersa) y corresponde a la sustancia que se disuelve.

b) Solvente: Es aquel componente de la disolución que se encuentra en mayor

cantidad (medio dispersante) y corresponde a la sustancia que disuelve al soluto.

1.3. TIPOS DE DISOLUCIONES

Dependiendo de la naturaleza de la fase las soluciones pueden ser:

Sólidas Líquidas Gaseosas

DISOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire (N2, O2, He…)

Líquida Líquido Líquido Alcohol en H2O

Líquida Líquido Gas O2 en H2O, CO2 en H2O

Química General: Doctorado en Medicina Ciclo I-2013. Universidad de El Salvador

http://es.wikipedia.org/wiki/Disolvente

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluto

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Líquida Líquido Sólido NaCl en H2O

Sólida Sólido Líquido Hg/Ag (amalgama)

Sólida Sólido Sólido Zn/Sn (Latón)

Sólida Sólido Gas Hidrógeno en Paladio

2.0. Características de las disoluciones

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:

a) Son mezclas homogéneas y su composición química es variable.

b) Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.

c) Las propiedades físicas de la disolución son diferentes a las del solvente puro: la

adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición, disminuye su punto

de congelación, y la presión de vapor de éste.

d) La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que

varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción

que el soluto, aunque no siempre es así. Ejemplo una solución de 50% etanol y 50% agua.

e) Sus propiedades físicas dependen de su concentración:

Una disolución HCl (ácido clorhídrico) 12 mol / L tiene una Densidad = 1,18 g/cm3

Una disolución HCl (ácido clorhídrico) 6 mol / L tiene una Densidad = 1,10 g/cm3

f) Sus componentes pueden separarse por cambios de fases, como la fusión, evaporación,

condensación, destilación, cristalización y cromatografía.

g) Tienen ausencia de sedimentación, es decir al someter una disolución a un proceso de

centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las

mismas son inferiores a 10 Angstrom.

h) Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.

i) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc.


http://www.monografias.com/trabajos5/natlu/natlu.shtml

http://es.wikipedia.org/wiki/Angstrom

http://es.wikipedia.org/wiki/Sedimentaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Mezcla

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2.1. Proceso de disolución

Las disoluciones se forman cuando las fuerzas de atracción entre el soluto y

el disolvente son de magnitud comparable con la atracción entre partículas de

soluto ó partículas del solvente.

El proceso de disolución puede suceder de dos formas:

1. Solvatación - interacción entre el soluto y moléculas del disolvente.

(Explicar opción del profesor).

2. Hidratación – interacción entre el soluto y moléculas de agua.

Hidratación Solvatación

Cambios en energía, espontaneidad y desorden (explicar opción)

La formación de soluciones requiere cambios en energía para la separación de moléculas entre soluto o disolvente y la unión entre moléculas soluto - disolvente.

Procesos en los que el contenido de energía del sistema disminuyen tienden a ocurrir espontáneamente.

Procesos en los que el desorden del sistema aumenta y tienden a ocurrir espontáneamente.

2.2. Clasificación de disoluciones sólido – liquido.

Por su concentración las disoluciones se pueden clasificar como:

a) Disolución insaturada (no saturada): disolución que contiene una concentración

menor de soluto que una disolución saturada a una temperatura determinada, en esta

disolución la fase dispersa (soluto) y la fase dispersante (solvente) no están en equilibrio a

esa temperatura; es decir, puede admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

Ej.: a 25ºC 100g de agua disuelven 37,5 g de NaCl, es decir, a la temperatura dada, una

disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es una solución no saturada

b) Disolución saturada: Es la Solución que contiene la máxima cantidad de soluto que se

puede disolver en una cantidad dada de disolvente, en esta disolución hay un equilibrio

entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en


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consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej.: una disolución acuosa

saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5g disueltos en 100g de agua a25ºC.

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua a25ºC, sólo se disolvería

37.5 gramos y los 0.5 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.

c) Disolución sobresaturada: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que una

solución saturada a una temperatura determinada. Esta disolución representa un tipo de

disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la

temperatura dada. Para preparar este tipo de disolución se agrega soluto en exceso, a

elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Esta disolución es inestable,

por que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual

manera sucede con una disminución brusca de temperatura.

Insaturada Saturada Sobresaturada

d) Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.

Ejemplo: una disolución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.

e) Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.

Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.


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3.0. Expresar el concepto de solubilidad

La solubilidad es una medida de la cantidad máxima de soluto que se disuelve en una

cantidad específica de disolvente a una temperatura determinada (g de soluto / 100 g de

agua).

- 3.1. Factores que afectan la solubilidad:

Los factores que afectan la solubilidad son:

a) Naturaleza del soluto y del solvente. Las sustancias iónicas y covalentes polares son

solubles en otras sustancias polares, las sustancias no polares o apolares son solubles en

sustancias no polares (lo semejante disuelve a lo semejante).

b) Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y

hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie

disolviéndose. Para la mayor parte de los sólidos disueltos en un líquido al aumentar la

temperatura aumenta la solubilidad; por otra parte, la solubilidad de los gases en los

líquidos disminuye al aumentar la temperatura.

d) Presión: Este factor afecta cuando uno o más componentes se encuentra en estado

gaseoso, la solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión de ese gas

sobre la solución, a mayor presión mayor solubilidad del gas en el líquido.

3.2. Factores que afectan la velocidad de disolución

a) Tamaño de partículas. Para que un sólido se disuelva en un disolvente, la superficie del sólido debe estar en contacto con el disolvente; y los cristales más pequeños se disuelven con más rapidez que los grandes (a mayor superficie de contacto mayor velocidad de disolución).

b) Temperatura: En la mayor parte de los casos la velocidad de disolución de un

dolido aumenta con la temperatura, por lo que a mayor temperatura mayor velocidad de

disolución.

c) Grado de agitación o mezclado: El efecto de la agitación o mezclado es un proceso

cinético. A mayor agitación de un sólido en un líquido mayor será la velocidad de

disolución

d) Concentración: Cuando el soluto y el disolvente se mezclan por primera vez, la

velocidad de disolución es máxima: A medida que la concentración de la solución aumenta

y se acerca más a la saturación, la velocidad de la disolución disminuye significativamente.

¿Qué es concentración? Es la cantidad de soluto disuelta en una cantidad determinada de

disolvente.


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4.0. Formas de expresar la concentración y sus unidades

Existen dos formas de expresar la concentración de una disolución

4.1. Unidades físicas de concentración (porcentuales %p/p, p/v, v/v y ppm).

4.2. Unidades químicas de concentración (M, N, m, Osmolaridad).

4.1. Unidades físicas de concentración.

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica gramos de soluto por cada 100 gramos de

disolución.

Gramos de disolución = gramos de soluto + gramos de disolvente

Ejemplos:

1. Calcule el porcentaje en masa de CaCl2 presente en una disolución que contiene 16.5 g de CaCl2 en 456g de disolución.

2. ¿Cuántos gramos de disolvente se requieren para preparar una disolución de 20 % p / p

de CuSO4 que contenga 80 gramos de soluto?

3. ¿Cuál es el % de soluto y de disolvente en una disolución de KOH que se prepara

adicionando 2 g de KOH a 20 g de agua? ¿Cuál es la masa de KNO3 presente en 300 g de

disolución acuosa al 10 % p/p? ¿Cuál es la masa de agua requerida para preparar una

disolución al 10 % p/p de KMnO4 que tenga 2 g de KMnO4?

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100

mL de disolución.

Ejemplos:

1. ¿Cuál es % v / v de una disolución que contiene 1 mL de ácido en 40 mL de agua? 2. Calcule el % v / v de una disolución que contiene 3 mL de metanol en 220 mL de agua.


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c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en

cada 100 mL de disolución.

Ejemplos:

1 ¿Cuál es el % p/v de dextrosa en una disolución que contiene 10 g de soluto en 80 ml de disolución?

2 ¿Cuál es el % p/v de una disolución de NaOH si en 60 mL de ella hay 3 g de NaOH?

d) Partes por millón ( ppm )

Las concentraciones de disoluciones muy diluidas se expresan a menudo en partes por

millón (ppm) o incluso en partes por billón (ppb). Estas unidades se emplean con

frecuencia para expresar niveles extremadamente bajos de sustancias tóxicas.

Una concentración de 1 ppm significa que está presente 1 parte (en cualquier unidad) en un

millón de partes (en la misma unidad). Por ejemplo, según la unidad seleccionada, 1ppm

podría ser 1gramo en 1 millón de gramos, 1 gota en 1 millón de gotas, o 1mL en 1 millón

de mililitros. Se puede convertir ppm a ppb empleando la relación.

1ppm = 1000 000 ppb

Para soluciones acuosas: 1ppm = 1 miligramo/litro (mg/L) = 1microgramo/mL(g/mL)

1g = 1000 mg = 1x106 g 1g = 1x10-3 mg = 1x10-6 g

Ejemplo: 1. El límite de plomo en el agua potable es 0.015 ppm. Exprese esta concentración en: a) mg/L y b) ppb

Solución:a) La relación 1 ppm = 1 mg/L proporciona el factor de conversión idóneo.

Se multiplica la cantidad conocida (0.015 ppm) por el factor de conversión

1 mg/L1 ppm

= 0.015 mg/L0.015 ppm x

b) La conversión a ppb se puede hacer empleando la relación 1 ppm = 1000 000 ppb


M =n

v

n = numero de moles

V = volumen en litros (L)

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1 ppm

0.015 ppm x 1 x 106 ppb= 15000 ppb

2 Una muestra de disolución acuosa de 500 mL tiene 4 mg de fluoruro (F–). ¿Cuántas ppm de fluoruro hay en la muestra? 3. Calcule las partes por millón de soluto de cada una de las siguientes disoluciones:

a) 100 mg de Na+ en 800 mL.b) 2 mg de Al+3 en 2 litros.c) 200 µg de NaCl en 300 mL.d) 4 x 10–3 g de Au en 800 mL.

4.2. Unidades Químicas de concentración (Molaridad, Normalidad, molalidad y Osmolaridad (Osm)

Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de disolución. Una

solución 3 molar ( 3M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de disolución.

Ejemplos:

1. Calcule la molaridad de una disolución que se preparó disolviendo 23.4 g de sulfato de sodio Na2SO4 en suficiente agua para formar 125 mL de disolución.

2. Calcule la molaridad de una disolución preparada disolviendo 5.0 g de glucosa,

C6H12 O6, en suficiente agua para formar 100 mL de disolución.

3. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 se requieren para preparar 0.35 L de Na2SO4 0.50 M?

4. Partiendo de sacarosa sólida, C12H22O11, describa cómo prepararía 125 mL de disolución de sacarosa 0.15 M.

5. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 se requieren para preparar 0.35 L de Na2SO4 0.50 M?

6. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 hay en 15 mL de Na2SO4 0.50 M? ¿Cuántos mililitros de disolución de Na2SO4 0.50 M se requieren para suministrar 0.038 moles de esta sal?

7. Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 mL de disolución 1 M.


Peso Eq. Sales =164 g/mol

3 Eq/mol= 54.6 g/Eq

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Relación de densidad y % p/p con Molaridad

a) Cuantos gramos de disolución de ácido nítrico concentrado debe utilizarse para preparar 250 ml 2.0 M de HNO3 . El ácido nítrico concentrado tiene 70% en peso.

b) Si la densidad de la disolución de HNO3 concentrado es 1.42 g/ml. ¿Qué volumen debe emplearse?

Solución:

Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de disolución. La ecuación a utilizar para encontrar la Normalidad es la siguiente:

¿Cómo encontrar los pesos equivalente, para sales, ácidos y bases?

Ejemplos:

1. Encuentre el peso Equivalente en las siguientes sustancias.

a) Na3PO4

b) H2SO4


Peso Eq. acido =98 g/mol

2Eq/mol = 49 g/Eq

Peso Eq. Sales =164 g/mol

3 Eq/mol= 54.6 g/Eq

#Eq = g soluto

Peso Eq. soluto

#Eq = 25g

54.6 g/Eq= 0.46 Eq

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Solución:

c) Al(OH)3

2. Encuentre el número de equivalentes (#Eq) presentes en 25 g de Na3PO4.

Solución:

Paso1. Encontrar el Peso Eq.

Paso 2. Sustituir el Peso Eq en la ecuación de #Eq

3. Encuentre el número de equivalentes (#Eq) presentes 26g de las siguientes sustancias

a) Ba(OH)2


Peso Eq. acido =164 g/mol

2Eq/mol = 82 g/Eq

#Eq = g soluto

Peso Eq. soluto

N = Litro de solución# Eq. soluto

#Eq = 5g

82 g/Eq= 0.06 Eq

N = Equivalente

Litro de soluciónN =

0.06 Eq

0.25 L0.24 N=

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b) H3PO4

c) Al2(SO4)3

4. Encuentre la normalidad de una solución que contiene 5 g de Ca(NO 3)2 en 250 mL de solución. Masa molar del Ca(NO3)2 = 164 g/mol.

Solución:

Escribir las ecuaciones a utilizar:

Paso 1. Encontrar el Peso Eq:

Paso 2. Encontrar el #Eq

Paso 3. Encontrar la Normalidad

5. Calcule los gramos de soluto presentes en 0.250 L de solución de KBr 2.0 N

6. Describa como prepararía 400 mL de una solución de sacarosa C12H22O11 0.100 N.


Ecuación 1

Ecuación 2

Ecuación 3

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4.3. Relación entre M y N

La normalidad se puede relacionar con la molaridad por la siguiente ecuación:

N = M x # OH-, para bases

N = M x # H+, para ácidos

N = M x valencia, para sales

La molaridad se puede relacionar con la normalidad por la siguiente ecuación:

N= M

# H+

M = N

# OH-

M = N

valencia

, para ácidos

, para bases

, para sales

Ejemplos:

1. Calcule la normalidad de una disolución 0.5 M de Na2SO4.

2. Calcule la molaridad de una disolución 0.2 N de H3PO4

3. Calcule la molaridad de una disolución de Ca(OH)2 0.25 N

5.0. Preparación de disoluciones por dilución

Este es un método que se utiliza para preparar una disolución diluida, partiendo de una

disolución concentrada de concentración conocida, agregando solvente. Este método de

preparar disoluciones puede hacer uso de cualquier unidad de volumen (mL y Litro) para

V1 y V2 y de cualquier unidad de concentración para C1 y C2 en los cálculos que impliquen

diluciones, pero no se debe cambiar de unidades durante los cálculos. En el proceso de

dilución los moles de soluto permanecen constantes. Entonces podemos escribir:

moles iniciales = Cinicial x Vinicial

moles finales = Cfinal x Vfinal

Como los moles iniciales y finales son iguales, podemos escribir la ecuación general para diluciones: Cinicial x Vinicial = Cfinal x Vfinal

V1C1 = V2C2

V1C1 = volumen y concentración inicial de la disolución

V2C2 = volumen y concentración final de la disolución


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Ejemplo:

Calcule los mililitros de ácido clorhídrico concentrado, HCl 12.0 M, que se necesitan para preparar 500 mL de una disolución de HCl 2.0M

Solución:

Paso 1. Escribir la ecuación V1C1 = V2C2

Paso 2. Identificar el valor inicial y el final (después de diluir)

V1 = ? V2 = 500 mL

C1 = 12.0 M C2 = 2.0 M

Paso 3. Despejar y sustituir los valores apropiados en la ecuación

V1 =

V2 C2

C1

V1 =

500 mL x 2.0 M

12.0 M= 83.3 mL

1. Cuál será la concentración molar de una disolución de HNO3 2.3M preparada con 35 mL deeste ácido y posteriormente diluida a 500mL.

2. A 300 mL de disolución 0.5 M de NaOH se le adicionan 100 mL de agua. Determinar la concentración molar de la nueva disolución. 3. Determinar el volumen de agua que hay que agregar a 500 mL de disolución 0.25 M para llevar su concentración a 0.15 M.

Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de disolvente.

Ejemplo:

1. Calcule la molalidad de las disoluciones acuosas siguientes:

a) 13.0 g de benceno, C6H6, disuelto en 17.0 g de tetracloruro de carbono CCl4;

b) 5.85 g de NaCl disuelto en 0.240 L de agua.

2. ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 se necesitan para preparar una disolución 0.016m que contenga 87.62 g de disolvente .


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3. Se prepara una disolución disolviendo 1.69 g de NaCl en 869 g de H2O. ¿Cuál es la concentración molal?

4. Cuántos gramos de AgNO3, se necesitan para preparar 300 g de disolución 1m?

6.0. Propiedades coligativas

Las disoluciones presentan propiedades particulares llamadas propiedades coligativas. Una propiedad coligativa es aquella que está directamente relacionada con el número de partículas de soluto disueltas en el solvente. En gran medida, las propiedades coligativas son independientes de la naturaleza del soluto, del tamaño de la partícula o de la masa molar, únicamente dependen de la concentración de las partículas de soluto disueltas.

Las propiedades coligativas son:

a) Descenso de la presión de vapor del disolvente

b) Elevación ebulloscópica o aumento en el punto de ebullición

c) Descenso crioscópico o disminución en el punto de congelación

d) Presión osmótica

a) Descenso o disminución de la presión de vapor del disolvente.

Presión de vapor, es la presión parcial que ejerce un vapor sobre un líquido, cuando el

vapor está en equilibrio con el líquido

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil, este

efecto es el resultado de dos factores:

1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.

2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del

disolvente, dificultando su paso a vapor.

Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada.


Presión de vapor Disolvente puro Disolución

http://www.ehu.es/biomoleculas/4q/agua/coligativas.htm#po%23po

http://www.ehu.es/biomoleculas/4q/agua/coligativas.htm#dc%23dc

http://www.ehu.es/biomoleculas/4q/agua/coligativas.htm#ee%23ee

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La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de

Raoult de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una

disolución es proporcional a la fracción molar del soluto.

b) Elevación ebulloscópica o aumento en el punto de ebullición

La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica.

Cualquier disminución en la presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición. La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (Te) es proporcional a la concentración molal del soluto:

Te = Ke m

La constante ebulloscópica (Ke) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua su valor es 0,52 ºC/mol/Kg. Esto significa que una disolución 1 molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C.

c) Descenso crioscopico o disminución en el punto de congelación

La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro (Ver Figura de la tabla). La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando Tc al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que:

Tc = Kc m

Siendo Kc la constante crioscópica del disolvente. Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C

d) Osmosis y Presión osmótica


Solvente Ke (°C/m)Agua (H2O) 0,52Benceno (C6H6) 2,53CCl4 5,02Etanol (C2H5OH) 1,22Cloroformo (CHCl3) 3,63

Solvente Kc (°C/m)Agua (H2O) 1,86Benceno (C6H6) 5,12Etanol (C2H5OH) 1,99Ácido acético (CH3COOH) 3,90Naftaleno (C10H8) 6,90

Consecuencia de ladisminución de la presión de vapor

la temperatura de ebullición

de la disolución es mayorque la del disolvente puro.

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La ósmosis u osmosis es un fenómeno que consiste en el paso del solvente de una disolución desde una zona de baja concentración de soluto a una zona de alta concentración del soluto, separadas por una membrana semipermeable.

La ósmosis es el movimiento de moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable. Una membrana semipermeable permite que solo ciertas moléculas pequeñas de solvente pasen a través de ella, pero restringe el movimiento de moléculas más grandes. En la mayoría de los casos las moléculas pequeñas tales como el agua, experimentan ósmosis, mientras que las sustancias grandes e iones no experimentan la ósmosis.

Las membranas se clasifican en cuatro grupos:

Impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente

Semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del agua

Dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos

coloidales

Permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y verdaderos;

sólo son impermeables a las dispersiones groseras

Impermeables semipermeables dialíticas permeables

Analicemos la ósmosis y presión osmótica con el ejemplo siguiente:

La Figura a) muestra volúmenes iguales de dos soluciones de NaCl, separadas por una membrana semipermeable. En el lado derecho hay una solución de NaCl 1.0 M y en el izquierdo 0.50 M de NaCl. Durante la ósmosis el agua fluye de la solución más diluida (0.50 M) a la solución más concentrada (1.0 M), hasta que las concentraciones de las dos soluciones sean iguales: Figura b) NaCl 0.75 M. Esto es debido a la existencia de una diferencia de presión de vapor entre las dos soluciones. El equilibrio se alcanza cuando a los dos lados de la membrana se igualan las concentraciones, ya que el flujo neto de agua se detiene.


http://es.wikipedia.org/wiki/Permeabilidad

http://es.wikipedia.org/wiki/Membrana

http://es.wikipedia.org/wiki/Soluto

http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Solvente

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Presión osmótica

La presión osmótica (π) de una solución es la presión que se requiere para detener la ósmosis Fig. c), y es igual a la presión externa (P).

c)

La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de partículas en la solución; por lo tanto, la presión osmótica es una propiedad coligativa. A medida que aumenta la concentración de partículas, la presión osmótica también aumenta.

Matemáticamente se puede calcular la presión osmótica por medio de la siguiente ecuación:

πV = nRT

π = _n_ RT = M RT V

π = M R T

DondeM = Molaridad de la disoluciónR = Constante de los gases (0.08206 L-atm)/mol-KT = Temperatura absoluta en grados Kelvin (K)

Ejemplo:

Se midió la presión osmótica de una disolución acuosa de una proteína con el fin de determinar su masa molar(Peso molecular). La disolución contenía 3.50 mg de proteína disuelta en suficiente agua para formar 5.00 mL de disolución. La presión osmótica de la disolución a 25ºC fue de 1.54 torr.Calcule la masa molar de la proteína.

Análisis y estrategia:

Nos dan la temperatura t= 25ºC y la presión osmótica π = 1.54 torr .

La temperatura absoluta será: ºK = 273 + ºC 273 + 25ºC = 298ºK

π = 1.54 torr x 1 atm / 760 torr = 0.002 atm .


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Conocemos el valor de R, así que podemos utilizar la ecuación: πV = nRT

Si π = n/V RT entonces π = M RT de donde M =

M = 8.18x 10-5 mol/L

Comentario: Las mediciones de la presión osmótica son una forma excelente de determinar las masas molares de moléculas grandes.

Ejercicio para resolver:

Se prepara una muestra de 50.00mL de una solución que contiene 1.08 g de una proteína del plasma sanguíneo, seroalbúmina humana. La disolución tiene una presión osmótica de 5.85 mmHg a 298 K. Cual es la masa molar de la albúmina?. R/ = 6.86 x104 g/mol.

Debido a que las células vivas poseen membranas semipermeables, la ósmosis es importante para mantener el balance adecuado de los fluidos dentro de la célula. La ósmosis no ocurre si la célula está rodeada por una solución que contenga la misma concentración de partículas de soluto que esta.

Si comparamos la presión osmótica de dos disoluciones podemos definir tres tipos de disoluciones:

a) Disoluciones isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica que la disolución de referencia.

b) Disoluciones hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica que la disolución de referencia.

c) Disoluciones hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica que la disolución de referencia.

La membrana del eritrocito (glóbulo rojo) puede considerarse como una membrana

semipermeable, que permite el paso del agua, pero no de las sales. En un medio isotónico

(de igual presión osmótica), el eritrocito permanece inalterable. Si el eritrocito se introduce

en agua destilada o en un medio hipotónico el agua atravesará la membrana hacia el

citoplasma, con lo que aumenta el volumen celular, distendiendo la membrana hasta que

llega un punto en que ésta se rompe. Este fenómeno se conoce con el nombre de hemólisis.

Si el eritrocito se pone en un medio hipertónico (de mayor presión osmótica), el agua sale

del eritrocito hacia el exterior, con lo cual su volumen disminuye, y la membrana se retrae,

de forma que ofrece al microscopio un aspecto estrellado, a este proceso se le conoce como

crenación.


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medio isotónico medio hipotónico medio hipertónico

Resulta, por tanto, vital para la integridad de la célula que la presión osmótica del medio

intersticial sea constante.

Osmolaridad (Osm): Es el número de osmoles por litro de solución (Osmoles / L)

La osmolaridad es la medida usada por farmacéuticos y médicos para expresar la

concentración total (medida en ósmoles/litro en vez de en moles/litro como se hace en

química) de sustancias en disoluciones usadas en medicina. El prefijo "osmo-" indica la

posible variación de la presión osmótica en las células, que se producirá al introducir la

disolución en el organismo.

Así una disolución de NaCl 0.1M nos daría 0.1 moles de Na+ y 0.1 moles de Cl- por litro,

siendo su osmolaridad 0.2 .Si se inyecta esa disolución a un paciente sus células

absorberían agua hasta que se alcanzase el equilibrio, provocando una variación en la

presión sanguínea.

• La osmolaridad, se define como la cantidad de partículas osmóticamente activas de

soluto disueltas en un litro de solución.

• El Osmol se define como un mol de cualquier combinación de partículas ionizables.

• 1 osmol es la cantidad de sustancia que contiene 1 mol de partículas.


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Ejercicio.

Se tiene una solución de ácido clorhídrico concentrado, 37 % p/p,

d = 1.19 g/ml. Encuentre la M, N, Osmolaridad y m.

Disoluciones Verdaderas

Son sistemas homogéneos formados por 2 o más componentes, donde la cantidad del o los componentes dispersos puede variar entre ciertos límites en forma continua.Poseen las siguientes propiedades: ausencia de sedimentación o separación y homogeneidad. La fase dispersa toma el nombre de soluto y sus partículas no pueden observarse a simple vista, al microscopio ni al ultramicroscopio. El soluto no puede separarse por filtración, solamente por destilación o cristalización.

¿Qué es un coloide?

Coloide: es un tipo especial de dispersión cuyas partículas no se asientan al reposar, permanecen en suspensión. El tamaño de las partículas que posee es intermedio entre las disoluciones verdaderas y las suspensiones.Para clasificar una sustancia como coloidal, las dimensiones de las partículas del soluto están comprendidas entre 10 y 100 nm, mientras que las moléculas en disolución están entre 0.1 y 10 nm.


• Encuentre el número de partículas que se producen al disolver en agua 1 mol de las siguientes sustancias.

a) NaOHH2O

b) Ca(OH)2

c) H3PO4

d) C6H11O6

e) HCl

f) Al2(SO4)3

g) CH3CH2OH

H2O

H2O

H2O

H2O

H2O

H2O

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Diferencias entre disoluciones, coloides y suspensiones

Disolución Coloide SuspensiónTamaño de las partículas: 0.1nm

Tamaño de las partículas 10 y 100 nm

Mayores de 100nm

Una fase presente Dos fases presente Dos fases presenteHomogénea En el límite HeterogéneaNo se separa al reposar No se separa al reposar Se separa al reposarTransparente Intermedia No transparente

Partes de un coloide

Los coloides están compuestos de dos partes:

1. La fase dispersa o partículas dispersas: esta fase corresponde al soluto en las

disoluciones, y está constituida por moléculas sencillas o moléculas gigantes como

el almidón. Pueden actuar como partículas independientes o agruparse para formar

estructuras mayores y bien organizadas.

2. La fase de la dispersión o medio dispersante: es la sustancia en la cual las partículas

coloidales están distribuidas. Esta fase corresponde al solvente en las disoluciones. La

leche es un coloide: la grasa constituye las partículas dispersas y el agua es el medio

dispersante.

Suspensiones

Son mezclas heterogéneas formadas por un sólido en polvo o pequeñas partículas no

solubles (fase dispersa) que se dispersan en un medio líquido (fase dispersante o

dispersora).

Las suspensiones se diferencian de los coloides sistemas coloidales, principalmente en el

tamaño de las partículas de la fase dispersa. Las partículas en las suspensiones son visibles

a nivel macroscópico y de los coloides a nivel microscópico. Además al reposar las fases de

una suspensión se separan, mientras que las de un coloide no lo hacen. La suspensión es

filtrable, mientras que el coloide no es filtrable.

Emulsiones

Es un sistema constituido por dos líquidos inmiscibles en los que el soluto se encuentra

dispersa en pequeñas gotas, entre 0.1 y 10 µm distribuidas en la fase continua y dispersante;

son inestables y se les permite reposar por algún tiempo, las moléculas de la fase dispersa

(soluto) tienden a asociarse para construir una capa que puede precipitar o migrar a la

superficie, según la diferencia de densidades entre las dos fases. La producción de

emulsiones estables requiere necesariamente de agentes emulsionantes que reduzcan la

tensión superficial entre ambas fases.


Unidad IV Disoluciones Corregida 2013

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