SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

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1 EXIJA SU LIBRO.1 DEFINICIÓN DE SOLUCIÓN M uy pocos materiales que encontramos en la vida diaria son sustancias puras; la mayor parte son mezclas y muchas de ellas son homogéneas, Recordemos que las mezclas homogéneas se denominan soluciones o disoluciones, por ejemplo: el aire que respiramos es una mezcla homogénea de varias sustancias gaseosas. El latón es una solución de cinc en cobre. Los océanos son una solución de muchas sustancias que se han disuelto en agua. Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias puras, denominadas componentes de la solución, las cuales pueden ser gaseosas, líquidas o sólidas; debido a que las soluciones líquidas son las mas comunes, en esta sección enfocaremos nuestro estudio en dicho estado. Sin embargo, el estado físico de una solución lo determina a menudo el estado de su componente principal, denominado disolvente. El otro u otros componentes se denominan soluto. Disolvente o solvente, es la sustancia donde se disuelve el llamado soluto. Generalmente es aquella que se encuentra en mayor cantidad. En toda solución existe un solo solvente. Soluto es la sustancia que se disuelve a través del disolvente en forma de moléculas o iones para formar una sola fase. En una solución puede existir mas de un soluto. YUPI AGUA En la figura.1 es un resumen de la relación entre los materiales (materia), recuerde que las sustancias pueden ser mezcladas por procesos físicos y se pueden usar otros procesos físicos para separar la mezcla en 1 sustancias. 1 Ebbing Darrell D. Según este autor una sustancia (o sustancia pura) es una clase de materia que no puede ser separada en otras clases de materia por ningún proceso físico.

2 58. PSEUDO - SOLUCIÓN, SUSPENSIÓN Y COLOIDE C uando una sustancia se disuelve o dispersa a través de otra, formaremos una mezcla donde encontramos tres posibilidades diferentes de tamaños de partículas. Cada uno de estos casos dará lugar a mezclas denominadas: solución, coloide y suspensión, con propiedades diferentes. La tabla.1 muestra una clasificación según el tamaño partículas. elementos sustancias compuestos materia Mezclas homogéneas (soluciones) mezclas Mezclas heterogéneas Figura.1 Relación entre los materiales 1. Cuando la sustancia se disuelve en forma de moléculas o iones entonces se denomina solución y los componentes son denominados soluto y disolvente.. Cuando la sustancia se dispersa (no es soluble) y permanece firmemente dividida se denomina coloide y sus componentes son llamados fase dispersa y fase dispersante.. Cuando el tamaño de la sustancia a quién se le denomina realmente micela, es mas grande en comparación a los dos casos anteriores se denominará suspensión. TABLA.1 Clasificación de la mezclas según el tamaño de miscela SOLUCION COLOIDE SUSPENSIÓN TAMAÑO DE MISCELAS 1-10Å Å >10000Å..1 Coloides hidrofílicos e hidrofóbicos C oloide es una pseudo solución, es una mezcla heterogénea en la cual las partículas del soluto no precipitan, se dispersan a través de una fase dispersante, se clasifican en dos clases principales: coloides hidrofílicos y coloides hidrofóbicos. Un coloide hidrofílico (que aman el agua) es un coloide en el cual hay una atracción fuerte entre la fase dispersa y la fase continua (agua). Muchos de estos coloides consisten en macromoléculas (moléculas muy grandes) dispersas en agua. Excepto por el gran tamaño de las moléculas dispersas, estos coloides parecen soluciones normales. Un coloide hidrofóbico (que rechazan el agua), es un coloide en el cual hay una falta de atracción entre la fase dispersa y la fase continua (agua) Los coloides hidrofóbicos son básicamente inestables. La tabla. muestra una clasificación de 8 tipos de coloides que son producto de la mezcla entre los estados sólido, líquido y gaseoso, pero respetando el orden para identificar a la fase dispersa y fase dispersante. No se incluye la mezcla gas-gas porque estos se componen de moléculas individuales.

3 TABLA. Clasificación de los coloides según el estado de agregación FASE FASE TIPO DE EJEMPLO DISPERSA DISPERSANTE COLOIDE Gas Gas Líquido Gas Aerosol líquido Niebla Sólido Gas Aerosol sólido Humo Gas Líquido Espuma Espuma de cerveza Líquido Líquido Emulsión Leche Sólido Líquido Sol y gel Pintura, jabón en agua Gas Sólido Espuma sólida Esponja, piedra pómez Líquido Sólido Emulsión sólida Mantequilla Sólido Sólido Sol sólida Porcelana 59 Una de las formas prácticas que permite identificar a los coloides, es el hecho de aprovecha el efecto Tyndall, donde se refleja la luz mucho mas intensa en una suspensión que en un coloide, en una solución no hay dicho reflejo.. CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES L as soluciones se pueden clasificar, atendiendo a 5 aspectos importantes:..1 Según el número de componentes Fuente luminosa Haz de luz no visible Haz de luz no visible A B C Soluciones binarias: de dos componentes Soluciones ternarias: de tres componentes Soluciones cuaternarias: de cuatro componentes.. Según la naturaleza del disolvente Soluciones acuosas: el disolvente es el agua Soluciones orgánicas: El disolvente puede ser: benceno, acetona, etc.. Según la naturaleza del soluto Soluciones ácidas: presencia de sustancias ácidas: HCl, HNO, etc. Soluciones básicas: presencia de sustancias básicas: NaOH, Ca(OH) Soluciones neutras: presencia de sales neutras: NaCl, KNO, etc... De acuerdo a la cantidad de sus componentes Haz de luz visible Haz de luz visible Figura. Dispersión de un haz de luz por partículas coloidales conocido como efecto Tyndall. La presencia de partículas coloidales pueden detectarse con facilidad con ayuda de un haz de luz. A: Oro coloidal, una solución dorada B: Solución de NaCl C: Humo de tabaco, Un aerosol Soluciones diluidas: Cuando la masa del soluto es pequeña con respecto al volumen total de la solución.

4 Solubilidad en g soluto/100 g agua 60 Soluciones concentradas: Es aquella donde la cantidad del soluto es grande respecto al volumen total de la solución. Soluciones saturadas: Es aquella solución que ha alcanzado su máxima concentración a una temperatura determinada, es decir que no admite mas soluto porque este comienza a precipitar. Soluciones sobresaturadas: Es cuando se disuelve mas soluto que la solución saturada debido a ciertos factores mecánicos, por ejemplo la agitación donde se encuentra en equilibrio inestable...5 Según los estados de agregación de la materia Soluciones sólidas: Donde sus componentes se hallan en el estado sólido. Soluciones liquidas: Donde sus componentes están estado líquido. Soluciones gaseosas: Donde sus componentes están en estado gaseoso. Ejemplo.1.- Dar un ejemplo de una solución constituida por las siguientes fases a) gas-gas, b) líquido-gas, c) líquido-líquido, d) líquido-sólido, e) sólido-sólido. Solución: a) Gas- gas : Aire (O, CO, etc en N ) b) Líquido gas: Soda ( CO (g) en H O ()) c) Líquido líquido: alcohol para fricciones (H O () en i-c H 7 OH ()) d) Líquido sólido: agua de mar (NaCl, LiCl, etc en H O ()) e) Sólido-sólido: oro de 1 quilates (Cu en Au). SOLUBILIDAD L a solubilidad se define como la cantidad de una sustancia que se disuelve en una cantidad dada de disolvente (por ejemplo agua) a una temperatura dada para dar una solución saturada; es la concentración máxima posible. Por ejemplo, la sal de cocina tiene una solubilidad de 6 g por 100 g de agua; por lo tanto, al añadir 0 gramos de NaCl, quedaran g de sal sin disolverse...1 Factores que afectan la solubilidad L a solubilidad de un sólido es muy sensible a los cambios de temperatura; pero los cambios ordinarios de presión no producen ninguna variación significativa. La figura. muestra cómo la temperatura afecta la solubilidad de Temperatura en grados Celcius algunos sólidos corrientes en agua, por ejemplo la sacarosa, el nitrato de amonio y el hidróxido de potasio ilustran muy bien este fenómeno; por el contrario, la solubilidad del KI KNO KBr KCl NaCl K SO Figura. Efecto de la temperatura en las solubilidades de algunas sales.

5 61 NaCl casi no se ve afectada por un cambio de temperatura. En algunos casos es posible lograr concentraciones superiores a las concentraciones de saturación, y entonces se tiene una solución sobresaturada. Una solución sobresaturada se puede producir enfriando una solución concentrada caliente. Los compuestos iónicos son solubles en agua, alcohol metílico y amoniaco líquido; e insolubles en octano, benceno y tetracloruro de carbono. Las moléculas de agua, alcohol metílico y amoniaco son polares; cada molécula - - posee centros positivos y negativos de carga O H eléctrica como muestra la figura.. Otros + + O + líquidos polares también actúan eficientemente H H C H AGUA en la disolución de compuestos iónicos. Las H H moléculas de octano y benceno son no polares N ALCOHOL METILICO (ver figura.5). Puesto que las electronegatividades del carbono y del hidrógeno H H es muy pequeña, cualquier enlace entre estos dos H AMONIACO átomos es no polar. El enlace entre el cloro y el carbono sí es polar, como se puede deducir al Figura. estudiar las electronegatividades de la tabla 1. Algunas moléculas polares del capítulo 1 (página 0) Por regla general los líquidos no polares son ineficientes en la disolución de compuestos iónicos. También encontramos que un líquido polar disolverá otros compuestos polares. El amoniaco y el alcohol metílico se disuelven en agua. La sacarosa, sólido polar (no iónico), es soluble en agua y alcohol metílico, e insoluble en benceno, octano y tetracloruro de carbono. Los disolventes no polares disuelven compuestos no polares. Las grasas y aceites, hidrocarburos no polares, se disuelven en cualquiera de los tres solventes no polares que hemos discutido previamente, pero son virtualmente insolubles en los tres disolventes polares. La regla que se sigue en la elección de H Cl disolventes dice: sustancias similares C disuelven sustancias similares. Los H C disolventes polares disuelven compuestos C H C iónicos y polares; y los no polares disuelven H C C H Cl Cl compuestos no polares. C.. Solubilidad de los gases L BENCENO TETRACLORURO DE CARBONO os gases son muy poco solubles en agua y Figura.5 otros líquidos corrientes. La solubilidad de Algunas moléculas no polares un gas puede acrecentar aumentando la presión sobre el gas que se halla por encima de la solución. La solubilidad del oxígeno a diferentes presiones aparece en la tabla.. Es obvio que al observar la última columna, que la solubilidad es directamente proporcional a la presión del gas. Este comportamiento es normal para soluciones de gases en líquidos. H Cl La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo ( véase capítulo 1 ).

6 6 TABLA. Solubilidad del oxígeno en agua a 5 ºC P [mmhg] Solubilidad, [moles O m por litro de H O] 10 constante P La solubilidad de los gases en los líquidos, al contrario de la de los sólidos o líquidos, disminuye a medida que aumenta la temperatura. Un químico pondrá a hervir una muestra de agua para reducir la concentración de gases atmosféricos disueltos. Puesto que la solubilidad del oxígeno en agua se reduce considerablemente con el calor, al vaciar agua caliente en los ríos y lagos puede causar serio perjuicio a la vida acuática. TABLA.: Efecto de la temperatura sobre la solubilidad de los gases en agua Gas 0 ºC 10 ºC 50 ºC 100 ºC H N O La solubilidad se expresa en moles del gas disueltas por litro de agua La presión del gas encima de la solución es 1 atm. CO El efecto de la temperatura sobre la solubilidad de los gases se muestra en la información de la tabla.. La solubilidad del CO es mucho mayor que la de los otros tres gases, debido a que el CO reacciona con el agua para forma ácido carbónico: CO + H O H CO.5 EL PROCESO DE DISOLUCIÓN U na sustancia puede disolverse con o sin reacción química en el disolvente. El sodio metálico se disuelve en agua desprendiendo burbujas de hidrógeno y cantidades considerables de calor, se produce un cambio químico en el cual el H y el hidróxido de sodio iónico soluble, NaOH, son los productos, la ecuación iónica total será: Na(s) + H O Na + (ac) + OH - (ac) + H (g) (1) El cloruro de sodio sólido, por otra parte, se disuelve en agua sin evidencia de reacción química: NaCl(s) Na + (ac) + Cl - (ac) () Si la primera solución (1) se evapora a sequedad, se obtiene hidróxido de sodio sólido, NaOH, en lugar de sodio sólido metálico. Esto junto con los productos de burbujas de hidrógeno, indica que se efectúa una reacción con el disolvente. La evaporación de la solución de cloruro de sodio () permite obtener en NaCl original. La facilidad del proceso de disolución depende de dos factores: a) el cambio de energía (reacción exotérmica o endotérmica) y b) el cambio de desorden (entropía) que acompaña al proceso, es decir el proceso de disolución procede hacia la disminución de la energía del sistema, lo cual corresponde a un proceso exotérmico y hacia un incremento de desorden del sistema. Whitten Kennet W. define entropía como la medición del desorden de un sistema, mientras mayor sea el desorden de un sistema, mayor será su entropía.

7 6 El primer factor que se refiere al cambio de energía se denomina calor de solución, H solución. En un líquido puro, las fuerzas intermoleculares se producen todas entre moléculas similares; al mezclar un líquido con un sólido, cada molécula experimenta fuerza procedente de otras moléculas o iones diferentes y también de moléculas similares. Las fuerzas relativas de estas interacciones ayudan a determinar el grado de solubilidad de un soluto en un disolvente. Las principales interacciones que afectan la disolución de un soluto en disolvente son: 1. Atracciones soluto-soluto. Atracciones disolvente-disolvente. Atracciones disolvente-soluto La disolución se favorece cuando el valor de los dos primeros incisos son relativamente pequeños y el del tercero es relativamente grande. Es preciso vencer las atracciones intermoleculares o interiónicas entre las partículas de soluto para que se disuelva, esta parte del proceso requiere consumo de energía. La separación de moléculas de disolvente también consume energía. Sin embargo, cuando las partículas de soluto y las moléculas del disolvente interaccionan en la solución se libera energía y el proceso de disolución es exotérmico. Muchos sólidos se disuelven en líquidos por procesos endotérmicos. La razón de que estos procesos se produzcan es que la endotermicidad es contrarrestada por un mayor incremento en el desorden del soluto que acompaña al proceso de disolución. Casi todos los procesos de disolución están acompañados de un incremento de desorden tanto en el disolvente como en el soluto. Por tanto, este factor de desorden suele ser favorable a la solubilidad..6 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN L a concentración de un soluto es la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de disolvente o de solución. La cantidad de disolvente o de solución se puede expresar en términos de volumen o en términos de masa o de cantidad molar. Así, hay varias formas para expresar la concentración de una solución. La concentración de una solución suele expresarse como masa de soluto por unidad de volumen; pero es mas significativa expresarla en términos de número de moles por unidad de volumen. Los términos de concentración mas importantes utilizados por los químicos son: molaridad, molalidad, normalidad y fracción molar..6.1 Molaridad L a concentración molar, o molaridad [M], se define como los moles de soluto disueltos en un litro de solución. moles de soluto Molaridad M litro de solución (.1) Proceso endotérmico es cuando en el proceso de disolución de un soluto, en el disolvente, éste absorbe energía del medio ambiente.

8 6 Una solución acuosa de HCl que es 0. M, contiene 0. moles de HCl por litro de solución, en la práctica si se quiere preparar esta solución, se agrega a un matraz volumétrico aforado de 1.00 una cierta cantidad de agua por ejemplo ¼, al cual añadimos 0. moles de HCl ( debe hacerse cálculos a partir de los datos que lleva la etiqueta del frasco). En seguida se llena el matraz con agua adicional a la marca hasta el cuello y se mezcla la solución. Ejemplo g de una muestra de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO 5H O) se coloca en un matraz aforado de 50 cc. El matraz se llena con agua hasta la marca en el cuello. Cuál es la molaridad de la solución resultante? Solución.- Para determinar la molaridad, se necesitan los moles de soluto. Por consiguiente convertiremos los gramos de CuSO.5H O a moles: 1mol CuSO 5HO n 0.5g CuSO 5HO 0.1mol CuSO 5HO 9.5g El volumen de la solución es 0.5 litros, en consecuencia la molaridad es:.6. Equivalente - gramo de ácidos y bases S e define un equivalente gramo de un ácido como el peso en gramos de éste que puede producir un mol de H + y un equivalente gramo de una base como el peso en gramos de ésta que pueda producir un mol de OH -. El peso equivalente o equivalente - gramo de un ácido se obtiene dividiendo su peso fórmula o peso molecular entre el número de hidrógenos ácidos que aporta una molécula del ácido. El peso equivalente o equivalente - gramo de una base se obtiene dividiendo su peso fórmula o peso molecular entre el número de iones hidróxido. A partir de definiciones anteriores, se ve que un equivalente gramo de cualquier ácido reacciona con un equivalente gramo de cualquier base. No es cierto que un mol de cualquier ácido reacciona con un mol de cualquier base en una reacción química específica. En consecuencia, según la definición de equivalentes, 1 eq-g ácido = 1 eq-g base. Por lo general, se puede escribir la siguiente expresión para todas las reacciones ácido base que llegan hasta el 5 punto final. Eq de ácido = eq de base o meq de ácido = meq de base (.) Donde: meq = miliequivalentes, 1 eq = 1000 meq.6. Equivalente gramo en reacciones Redox E 0.1 mol CuSO 5HO Molaridad 0.5 litros 0.M n reacciones de oxidación reducción se debe recordar que un agente oxidante acepta electrones, y un agente reductor los produce. El principio de equivalente permite hacer cálculos estequiométricos en reacciones redox. El equivalente gramo del agente oxidante y del agente reductor es respectivamente: 5 Punto final es el punto en el cual el indicador cambia de color y se define la titulación en una reacción de neutralización.

9 65.6. Normalidad L a concentración normal, o normalidad [N], de una solución se define como el número de pesos equivalentes o simplemente equivalentes (eq) de soluto por litro de solución. Normalidad Normalidad (.) Ejemplo. Cuál es la normalidad de una solución que contiene 10 g de H SO en 500 ml de solución? Solución.- El número de moles de H SO es: peso molecular Eq g (agente oxidante) No. e ganados peso molecular Eq g (agente reductor) No. e perdidos N N Número de peso equivalente de soluto o litro de solución No. de miliequivalente de soluto litro de solución n 10 g H 1mol H SO SO 0.10 mol HSO 98 g HSO El volumen de la solución es 0.5 litros, en consecuencia la normalidad es:.6.5 Molalidad L 0.10 moles H SO Normalidad 0.5litros a concentración molal, o molalidad [m], se define como los moles de soluto disueltos en un kilogramo de disolvente. Molalidad (.) Ejemplo..- El tolueno, C 6 H 5 CH, es un compuesto líquido similar al benceno, C 6 H 6. Es la materia prima para otras sustancias, entre ellas el trinitrotolueno (TNT). Encuentre la molalidad del tolueno en una solución que contiene 5 g de tolueno en 5 g de benceno. Solución.- El número de moles de tolueno es: eq gh SO 1molH SO La masa del benceno que constituye el disolvente es: 0.05 kg C 6 H 6 m 1mol de C H CH 5 g C moles de soluto kg de disolvente 0.08 N 6 5 6H5CH 0.05mol C6H5CH 9 g C6H5CH 0.05 mol C H5CH molalidad 0.05kg C H 6 6 mol soluto.17 kg solvente 6.17 molal

10 Formalidad L a formalidad de una solución es el número de peso fórmula en gramos de soluto por litro de solución; el símbolo de esta unidad es F. La formalidad es muy similar a la molaridad, por ejemplo 1 formal que se simboliza 1F del ácido clorhídrico es igual a su peso fórmula, es decir 6.5 g HCl, por litro de disolución..6.6 Fracción molar L a fracción molar de una sustancia A ( A ), componente de una solución se define como los moles de sustancia A divididos entre los moles totales de solución, esto es:.7 DILUCIÓN E moles de sustancia A n A moles totales de la solución n A t (.5) n la práctica de laboratorio con frecuencia se usan soluciones concentradas de concentración conocida para preparar a partir de ellas soluciones diluidas. Por tanto, es importante ver cómo los cambios de volumen afectan la concentración de una solución. Cuando la concentración se expresa en una escala volumétrica, la cantidad de soluto contenido en un volumen determinado de la solución es igual al producto del volumen por la concentración, es decir: Cantidad de soluto disuelto = volumen concentración Cuando se diluye una solución, el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la cantidad total de soluto permanece constante. Por esta razón, dos soluciones de concentraciones diferentes pero que contengan las mismas cantidades de soluto, están relacionadas por la siguiente expresión: Volumen 1 Concentración 1 = Volumen Concentración V 1 C 1 = V C (.6) Para reacciones de neutralización ácido base la ecuación correspondiente y de mucha utilidad es: N 1 V 1 = N V (.7) Donde N 1 y N son concentraciones normales y V 1 y V son los volúmenes requeridos para la neutralización de una base y una ácido. No obstante se usa también para diluciones. Ejemplo de una solución contiene 75 g de NaCl por litro. a) A qué volumen se debe diluir para obtener una solución de concentración 15 g de NaCl por litro?, b) qué cantidad de agua se necesita para este propósito? Solución: a) Considerando la expresión (.6) y despejando Volumen se tiene: V 1 C 1 = V C

11 V V 1 C g/ 1.5 C 15 g/ 67 b) La cantidad de agua que se requiere para esta dilución es: ( ) = 1 Ejemplo.5.- Calcule el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 50 cm de una solución 1.5 N para preparar una solución de concentración 0.5 N (desprecie los cambios en volumen) Solución: Considerando la expresión (.7) se puede determinar inicialmente el volumen de la nueva concentración y luego el volumen de agua requerido en la dilución de la concentración original. N 1 V 1 = N V La cantidad de agua es: N1V1 1.5 N50 cm V 65 cm N 0.5 N (65 50) cm = 75 cm Ejemplo.6.- Si una solución se prepara a partir de 1 mol de etilenglicol y 9 mol de agua, los moles totales de la solución son 10 moles, en consecuencia la fracción molar del etilenglicol es: Recordemos que la suma de las fracciones de todos los componentes de una solución es igual a 1. n i1 X i 1.8 REACCIONES QUÍMICAS EN SOLUCIONES C 1mol etilenglicol moles omo es de conocimiento, se discutió el método para resolver problemas en que intervienen reacciones químicas, ahora estamos preparados para extender el método a reacciones en solución y poder efectuar cálculos estequiométricos a partir de un volumen de una concentración determinada a la cantidad de soluto presente. Los problemas en esta reacción se basan en dos principios: Algunas estrategias: (.8) La molaridad y la normalidad se calculan partiendo de la densidad y del porcentaje de composición de una solución. En soluciones diluidas la densidad de la solución es muy semejante a la densidad del disolvente puro. Para calcular la molalidad y fracción molar solo es necesario conocer el porcentaje de composición de la solución. El número de equivalentes de todas las especies en una reacción química es el mismo. Volumen normalidad = número de equivalentes

12 68 Ejemplo.7 Cuántos mililitros de NaOH.0 N se necesitan para neutralizar 0 ml de HCl.0 N? Solución: Se puede usar el concepto de miliequivalentes, esto es: Si: N 1 =.0 N N =.0 N V = 0 ml HCl V 1 =?.0 meq.0 meq.0 N y.0 N cm cm NV V N.0 0 ml ml NaOH Ejemplo.8.- Cuántos gramos de NaOH se necesitan para neutralizar 90 ml de HCl 1.5 M? Solución: Para resolver el problema es conveniente transformar la concentración molar en normalidad, esto es, 1 eq-g HCl = 1 mol HCl En consecuencia: Por tanto, en una reacción ácido base se tiene: moles HCl 1eq g HCl N 1mol HCl No eq HCl = No eq NaOH 1.5 meq HCl 90 ml solución 15 meq HCl 15 1 ml solución Por consiguiente la masa de NaOH requerida es: meq NaOH 1eq g NaOH 0 g NaOH 15 meq NaOH 5.g NaOH 1000 meq NaOH 1eq g NaOH Ejemplo.9.-Encuentre el peso equivalente de KMnO en la siguiente reacción: MnSO + KMnO + H O MnO + H SO + K SO b) Cuántos gramos de MnSO se oxidan con 50 cm de una solución de KMnO 0.1 N? Solución: Para resolver el problema efectuaremos la igualación de la ecuación química. Mn + + SO = + K + + MnO - + H O 0 MnO 0 + H + + SO = + K + + SO = e - + H + + MnO - MnO 0 + H O 0 La ecuación igualada es: H O 0 + Mn + MnO 0 + H + + e - - MnO + H O + Mn + 5 MnO 0 + H + MnSO + KMnO + H O 5 MnO + H SO + K SO a) el peso equivalente del permanganato de potasio es:

13 158 g eq g KMnO 5.67 g b) La masa de sulfato manganoso requerido es: 0.1 eq KMnO 1mol KMnO mol MnSO 151g MnSO 50 cm g 1000 cm eq KMnO mol KMnO 1mol MnSO MnSO 69.9 PROPIEDADES COLIGATIVAS A lgunas propiedades físicas de las soluciones difieren mucho de las del disolvente puro. Por ejemplo, el agua pura se congela a 0 ºC, pero las soluciones acuosas se congelan a temperaturas menores. El etilenglicol se adiciona al agua de los radiadores de los automóviles, pues es un anticongelante ya que abate (disminuye) el punto de congelación de la solución; también eleva el punto de ebullición de la solución sobre la del agua pura, permitiendo que el motor funcione a una temperatura mas alta. Una solución, que conste de dos o mas componentes, carece de las propiedades físicas constantes de una sustancia pura; estas propiedades dependen de la concentración de las partículas del soluto y no de su naturaleza. Tales propiedades se conocen como propiedades coligativas y éstas son: el descenso de la presión de vapor; la depresión en el punto de congelación; la elevación en el punto de ebullición y la presión osmótica. Las propiedades coligativas se pueden usar en la determinación de los pesos moleculares de las sustancias disueltas y pueden dar además información acerca de las propiedades del soluto si se conocen las propiedades del disolvente. Todas las soluciones obedecen las leyes que se discuten en este capítulo, cuando la concentración es suficientemente baja. Por esta razón se les conoce como leyes de las soluciones diluidas..9.1 Descenso de la presión de vapor y la ley de Rault M uchos experimentos han demostrado que las soluciones que contienen líquidos no volátiles o sólidos como solutos, siempre tienen presiones de vapor mas bajas que los disolventes puros. Fig. A Fig. B Fig. C FIGURA.6 La figura A muestra la presión de vapor del agua pura, la figura B el equilibrio de dos sistemas que contienen agua pura, en la figua C la presión manométrica (diferencia de altura) de los dos líquidos se debe al vapor de agua pura. Esta presión es menor sobre la solución azucarada, por que hay menos moléculas de agua por unidad de área de superficie al evaporarse. Cuando un soluto no volátil se disuelve en un líquido; parte del volumen total de la solución es ocupada por moléculas de soluto, y por lo tanto, hay menos moléculas de disolvente por unidad de área en la superficie. Esto ocasiona el descenso de presión de vapor del disolvente.

14 70 El descenso de la presión de vapor asociados con solutos no volátiles y no ionizables se resume en la ley de Rault: La presión de vapor de un disolvente en una solución es igual a la presión de vapor del disolvente puro multiplicada por la fracción molar del mismo en la disolución. Matemáticamente se expresa: P = X d.pº (.9) Donde: X d, representa la fracción molar del disolvente en la solución, Pº es la presión de vapor del disolvente puro y P es la presión de vapor del disolvente en la solución. Esta ley permite calcular pesos moleculares. Ejemplo.10.- La presión de vapor del agua pura a 5 ºC es.76 mmhg y la presión de vapor de una mezcla formada por 5. g de soluto no volátil en 90 g de agua es. mmhg. Determinar el peso molecular de dicho soluto. Solución: De acuerdo a la ley de Rault: P = X d.pº P Xd o P Puesto que la fracción molar se define como: X A moles de sustancia A n moles totales de la solución n Se puede expresar en términos de sus pesos moleculares: reemplazando datos: despejando M s : md M d md ms M M M s = 57. g/mol d 90 g g 5.g 18 Ejemplo.11.- Determine la presión de vapor a 5 ºC de una solución acuosa que consta de 10 g de sacarosa, C 1 H O 11 y 75 g de H O. Solución: De acuerdo a la ley de Rault: La fracción molar del disolvente es: d X d P = X d.pº md M d md ms M M d s M s s A t

15 PRESION DE VAPOR DEL DISOLVENTE PRESION DE VAPOR DEL DISOLVENTE Por consiguiente La presión de vapor es: Pv = mmhg =.59 mmhg La ley de Rault y las soluciones de solutos volátiles E n soluciones en las cuales tanto el disolvente como el soluto tienen una presión de vapor apreciable, se puede aplicar la ley de Rault a ambos componentes: Para lograr cierta comprensión de tales mezclas, considere una solución ideal que contiene dos componentes, A y B, según la ley de Rault: P A = X A.P A º y P B = X B.P B º La presión total del sistema es entonces, la suma de las presiones parciales de cada componente volátil: P total = P A + P B = X A.P A º + X B.P B º (.10) Ejemplo.1.- Cuál es la presión de vapor que ejerce una mezcla formada por 100 gramos de benceno y 100 g de tolueno a 5 ºC? A dicha temperatura las presiones del vapor de benceno y tolueno puros son, respectivamente 95.1 y 8. mmhg. Solución: De acuerdo a la expresión (.6) P total = P C6H6 + P C7H8 P total = X C6H6 * P C6H6 º + X C7H8 * P C7H8 º Las fracciones molares de las dos sustancias son: La presión de vapor será: n χ C benceno 100 g 100 g 1.8 n tolueno g g 78 9 mol mol n total H6 C7H8 χ Pt = 0.59* 95.1 mmhg * 8. mmhg Pt = = 65.5 mmhg Las soluciones pueden representarse gráficamente. La figura.7 muestra la ley de Rault para una solución ideal de un soluto en un líquido volátil. La presión de vapor que ejerce el líquido es proporcional a su fracción molar III en la solución. II Este diagrama se cumple para: P = X d.pº I La figura.8 muestra la ley de Rault aplicado a soluciones que tienen dos componentes volátiles. Este diagrama se cumple para: A Xdisolvente Figura.7 B A Xdisolvente Figura.8 B

16 PRESION DE VAPOR DEL DISOLVENTE 7 P total = P A + P B = X A.P A º + X B.P B º En la figura.8 la línea (I) es la presión parcial de A y la línea (II) es la presión parcial de B y la línea (III) es la presión total para diferentes concentraciones de los dos líquidos volátiles. La figura.9 muestra una desviación negativa de la ley de Rault, Las fuerzas intermoleculares existentes en la solución son superiores a las fuerzas intermoleculares de los componentes puros aisladamente. A Xdisolvente B Figura.9 puros independientemente. A Xdisolvente Figura.10 B La figura.10 muestra la presión de vapor superior a la presión predicha por la ley de Rault (desviación positiva). Las fuerzas intermoleculares existentes en la solución son más débiles que las de los componentes.9. LEY DE HENRY E l efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas en un líquido se puede predecir de manera cuantitativa. Para soluciones diluidas de un gas no reactivo en un líquido, puede aplicarse una expresión muy similar a la ley de Rault, conocida como la ley de Henry, cuya expresión matemática es: Pgas = KXgas (.11) Donde Pgas es la presión del gas sobre la superficie de la solución y k es una constante para un gas y un disolvente determinados a una determinada dada. Xgas representa la fracción molar del gas disuelto; la relación es válida a bajas concentraciones y a bajas presiones. Ejemplo.1.- Si 9 mg de N se disuelven en un litro de agua a 0 ºC y 760 mmhg de presión de N, qué masa de N se disolverá en un litro de agua a 0 ºC y 5 atm de presión? Solución: De acuerdo con la ecuación (.11), en principio se determinará la constante de Henry K, para luego determinar la masa de nitrógeno disuelto en las nuevas condiciones de presión y concentración. La fracción molar del gas es: 9 mg N 1g N 1mol N mol N 1000 g N 8 g N 1000 ml 1 g 1mol HO 1HO mol HO 1 H O 1ml 18 g H O moln N χ 5

17 7 La constante de Henry será: K Pgas χgas 1 atm La masa de nitrógeno disuelta en 1 litro de agua a 5 atm será: litro de H O = mol N Pgas 5atm N 9.10 K χ n N n N n HO n N 5 nn Resolviendo la ecuación se tiene: 8 g N 1000 mg N mol N 15.0 mg 1mol N 1 g N N.9. Aumento del punto de ebullición R ecordemos que el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie, por ejemplo la temperatura de ebullición normal del agua sobre el nivel del mar es 100 ºC Se ha visto que la presión de vapor de un disolvente a una temperatura dada, desciende por la presencia de un soluto no volátil. Las soluciones de este tipo deben calentarse a temperaturas mas altas que el disolvente puro para que su presión de vapor iguale a la presión atmosférica. El incremento en el punto de ebullición, Te ( en relación al punto de ebullición del disolvente puro), es directamente proporcional al número de partículas de soluto por mol de disolvente. Sabemos que la molalidad expresa el número fijo de moles de disolvente. Así Te es proporcional a la molalidad, como se muestra en la siguiente expresión matemática: T e = K e m (.1) T e = Tf (solución) Tf (disolvente) Ejemplo.1.- Una disolución de glicocola preparada al disolver 1.6 g de sustancia en 19.6 g de agua, hierve a ºC. Hallar el peso molecular de la glicocola. (Ke = 0.5 ºC/molal). Solución: Datos: Te = ºC Ke = 0.5 ºC/molal De acuerdo a la relación (.7) T e = K e m Se puede determinar la molalidad

18 Presión de vapor mmhg 7 ΔTe ( ) C m 1.15 molal k 0.5C/ molal e A partir de este dato se puede evaluar el número de moles de soluto: moles de soluto g de agua 0.06 moles de soluto 1000 g de agua En consecuencia el peso molecular de soluto será: m M n s s 1.6g 0.06 moles g/mol Para hallar el peso molecular se puede considerar un segundo método propuesto por el Prof. José Ibarz Aznárez, el cuál expresa: Si una disolución está constituida por a gramos de soluto y A g de disolvente, y el peso molecular del soluto es M, la molalidad de disolución es: Considerando la expresión (.8), y despejando M se tiene:.9.5 Descenso del punto de congelación E a 1000 m (.1) A M a M g/mol A m n contraste con el punto de ebullición, el punto de congelación de una solución generalmente es mas bajo que el punto de congelación del solvente puro, como muestra la figura.6. La diferencia entre estas dos temperaturas se conoce como depresión en el punto de solidificación y se designa por T c, y es proporcional a la concentración molal del soluto. Esta proporcionalidad, convertida en igualdad se puede expresar por medio de la siguiente ecuación: T c = K c m (.1) T c = Tf (disolvente) Tf (solución) La figura.11 muestra como un soluto no volátil abate la presión de vapor de un disolvente, el punto de ebullición se eleva y el punto de congelación desciende con respecto a los puntos correspondientes en los disolventes puros. La magnitud de elevación del punto de ebullición T e es menor que la magnitud del abatimiento del punto de congelación T c. Tc Te Temperatura ºC P Figura.11 Diagrama de fase del H O y de una solución acuosa

19 75 Ejemplo.15.- Se funde una mezcla de 0.6 g de acetanilida con 1.06 g de alcanfor de punto de fusión 176. ºC. La mezcla se deja solidificar y enfriar, se reduce a polvo, se mezcla íntimamente y se calienta. En el momento en que se termina de fundir su temperatura es de ºC. Hallar el peso molecular de la acetanilida. (kc alcanfor = 0.0 ºC/molal) Solución: Los datos son los siguientes: Tc = 176. ºC kc = 0.0 ºC/molal De acuerdo a la relación (.7) T c = k c m Se puede determinar la molalidad: ΔTc ( ) C m 0.molal kc 0.0C/ molal A partir de este dato se puede evaluar el número de moles de soluto: moles de soluto n g de alcanfor 1000 g de alcanfor n 0.00 moles de soluto En consecuencia el peso molecular de soluto será: m M n s s 0.6 g 1.98 g/mol 0.00moles Para hallar el peso molecular se puede considerar la expresión (.8), y despejando M se tiene: a M g/mol A m TABLA. Algunas propiedades de disolventes comunes SOLVENTE PUNTO DE EBULLICION [ºC] k e [ºC/m] PUNTO FUSION [ºC] k c [ºC/m] H O C 6 H CCl C H 5 OH ClCHO Aplicaciones del aumento y descenso del punto de ebullición y fusión respectivamente

20 76 Ejemplo.16.- El punto de ebullición de una solución de 0.0 g de naftaleno, en 6.6 g de cloroformo, es 0.55 ºC mas alto que el del cloroformo puro. Cuál es la constante ebulloscópica del cloroformo? Solución: A partir de la expresión (.6) = 0.55 y la molalidad es: T e = K e m, se puede despejar Ke, puesto que T e 0.0g C10H m 6.6g CHCl g CHCl 1kg CHCl 1molC 18 g C ΔTe 0.55C Ke.86 C/molal m m H H 8 8 m molal Ejemplo.17.- La presión de vapor de una solución acuosa diluida es.5 torr a 5 ºC, mientras que la presión de vapor del agua pura a la misma temperatura es.76 torr. Calcúlese la concentración molal del soluto, y utilícense los valores tabulados de K e del agua para predecir el punto de ebullición de la solución. Solución: Puesto que la concentración molal se define como: moles de soluto Molalidad m kg de disolvente se puede considerar la masa del disolvente como 1 kg = 1000 g H O. De acuerdo a la ley de Rault: P = X d.pº X d P P o Puesto que la fracción molar se define como: Se puede expresar en términos de sus pesos moleculares: X A moles de sustancia A n moles totales de la solución n md M d md ms M M d s A t reemplazando datos: 1000 g g 18 n s El número de moles del soluto, despejando de la anterior expresión es en consecuencia: n s = 0.77 mol

21 y la molalidad será: 0.77 mol de soluto m 0.77 molal 1kg de agua El punto de ebullición de la solución es: 77 De acuerdo a la relación (.7) T e = K e m La temperatura de ebullición de la solución es:.10 OSMOSIS Y PRESIÓN OSMÓTICA L T e = 0.5 C/m 0.77 m = 0.8 C Te = ( ) C = C a osmosis es el proceso espontáneo por el cual las moléculas del disolvente atraviesan una membrana semipermeable de una solución de menor concentración de soluto hacia una solución con mayor concentración de mayor soluto Para definir la presión osmótica es conveniente considerar el sistema de la figura.1. El cual muestra un experimento en una cámara de presión osmótica. Solución de azúcar Agua Rebalse de la solución Figura.1 Las moléculas de azúcar no pueden atravesar la membrana Figura.1 H = = gh Figura.1 Membrana Las moléculas de agua atraviesan la membrana Disolvente puro (Agua) Figura Experimento de ósmosis. El agua pasa a través de la membrana a la solución de azúcar en el compartimiento del sistema. El flujo de agua cesa cuando el líquido en el embudo ejerce hacia abajo una presión suficiente (la presión osmótica). a) La figura.1 muestra el inicio de la determinación de la presión osmótica, los niveles de solución del lado izquierdo y del disolvente del lado derecho son iguales. b) Después del inicio del experimento, las moléculas del disolvente tienden a fluir hacia la solución, entonces observamos rebalse de la solución como era de esperarse, como muestra la figura.1. c) Para evitar el rebalse instalemos un tubo en la cámara de la disolución; durante cierto tiempo de iniciado el experimento, el flujo de la moléculas hacia la solución cesa y el sistema alcanza el equilibrio cuando el menisco se ha elevado hasta una determinada altura, como se puede observar en la figura.1. En estas condiciones de equilibrio, la solución se encuentra

22 78 bajo una presión hidrostática mayor que el disolvente puro. La altura del menisco multiplicada por la densidad de la solución y la aceleración de la gravedad, dá la presión adicional sobre la solución y ésta es la presión osmótica. Por la medición experimental realizada en soluciones diluidas de concentración conocida, se sabe que la relación entre la presión osmótica y la concentración está dada simplemente por: = crt (.15) Donde c es la concentración de la disolución en moles/litro, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta. La presión osmótica es proporcional a la temperatura absoluta porque afecta el número de colisiones del disolvente con la membrana por unidad de tiempo, también es proporcional a la concentración molar, ya que ésta afecta a la diferencia en el número de moléculas del disolvente que chocan contra la membrana de cada lado. Ejemplo.18.- Estime el peso molecular de una macromolécula biológica si se disuelve una muestra de 0.19 gramos en 8. ml de benceno y se observa una presión osmótica de 1.0 torr a 5 C. Solución: De la ecuación (.15) = crt: Considerando que el volumen de la solución es 8. ml, se puede determinar el número de moles de la macromolécula biológica: 7 10 mol El peso molecular de dicha sustancia biológica es:.10.1 Ósmosis Inversa E c π RT 1.0 mmhg mmhg 6. 98K K mol m 0.19g M n 5.768x10 l 6 proceso de ósmosis inversa se ha aplicado al problema de la purificación del agua, en particular el método se ha utilizado para desalar el agua del océano (esto es para eliminar lar sales del agua de mar y obtener agua que se pueda beber o que sea industrialmente utilizable). En la ósmosis normal, el disolvente fluye a través de una membrana de una solución diluida a una solución mas concentrada, el proceso de ósmosis se puede detener. Figura.15 Sistema de desalación que utiliza la ósmosis inversa. Cuando el agua del océano se somete a una presión mayor que su presión osmótica, el agua pura pasa a través de una serie de membranas y dejan detrás una solución de sal más concentrada. Si se aplica una presión aún mayor, el proceso osmótico puede ser invertido, entonces el disolvente fluye de la solución concentrada (que pueda ser agua del océano), a través de una membrana, a una solución más diluida (que pueda ser agua mas o menos pura). En la figura.15 se presenta un sistema que utiliza ósmosis inversa para desalar el agua del océano g mol mol mol 6

23 79.11 Propiedades Coligativas de las Soluciones Ionicas P ara explicar las propiedades coligativas de las soluciones iónicas, debe aceptarse que la concentración total de iones, es mas importante que la concentración de una sustancia iónica. Por ejemplo, la depresión de congelación de una solución m de cloruro de sodio es casi el doble del de una solución m de glucosa. Puede explicarse esto diciendo que el cloruro de sodio se disuelve en agua para formar los iones Na + y Cl -. Cada unidad fórmula de NaCl da dos partículas. Para cada propiedad coligativa de las soluciones iónicas se pueden considerar tres valores: el valor calculado T m, suponiendo el compuesto formado por moléculas; el valor real, T, bastante mayor, encontrado experimentalmente; y el valor ideal T i, mayor todavía, que puede también calcularse al suponer el compuesto formado por iones que se comportasen en la disolución como si fueran partículas neutras Factor de van t Hoff La relación: ΔT i (.16) ΔTm donde i es mayor a la unidad, se conoce como factor de van Hoff. Cuando se suponía que los electrolitos estaban constituidos por moléculas se aceptó que una fracción de las mismas se disociaba en iones y que se establecía un equilibrio entre las moléculas sin disociar y los iones formados. La fracción de las moléculas ionizadas o disociadas se denomina grado de disociación. Para los electrolitos fuertes se establece actualmente la relación: ΔT ΔTi g (.17) donde g es menor que la unidad y que se conoce como coeficiente osmótico. Cuanto mas se acerca a la unidad el valor de g mayor es el comportamiento ideal de los iones en la disolución iónica. Si una supuesta molécula del electrolito se disocia en iones, es evidente que: T i = T m, y por tanto; i g (.18) En el caso de los electrolitos débiles, si es el grado de ionización, y una molécula forma realmente iones, 1 mol del electrolito dará lugar a moles y quedaran sin ionizar ( 1 - ) moles, por lo cual, en vez de un mol de compuesto tendremos: [1+( - 1)] moles de partículas, y puesto que cualquier propiedad coligativa es i veces mayor que el valor teórico correspondiente al numero de moléculas o moles disueltos, tendremos

24 80 y i = 1 + ( - 1) (.19) i 1 α 1 (.0) Esta expresión se aplica también corrientemente a los electrolitos fuertes, aunque ya se ha indicado que es incorrecto hablar en ellos de grado de disociación. Para no romper con esta costumbre nos referiremos nosotros a un grado de disociación aparente para explicar el comportamiento de los electrolitos fuertes. El factor de van t Hoff i para soluciones iónicas en las expresiones de las propiedades coligativas se puede escribir: Descenso de la presión de vapor Aumento del punto de ebullición Descenso del punto de fusión Presión osmótica md P P Md (.1) md ms i Ms Ms T e = ik e m (.) T c = ik c m (.) = icrt (.) Ejemplo.19.- A 100 C la presión de vapor de una disolución de 10.0 g de nitrato cálcico en 150 g de agua es de 76.8 mmhg. Hallar el grado de disociación aparente del nitrato cálcico en esta disolución. Solución: Para hallar el grado de disociación aparente (véase ecuación.15) del nitrato cálcico (electrolito fuerte) debemos determinar el coeficiente de van t Hoff a partir de la ecuación (.16) y el número de iones Así que, de la ecuación (.16): reemplazando datos: Ca(NO ) = [ Ca ++ + NO - ] = md P P Md md ms i Ms Ms i efectuando operaciones con una máquina electrónica: i

25 81 Aplicando la expresión (.15) i =. i Ejemplo.0.- Una disolución molal de cloruro cálcico empieza a congelar a 0. C, hallar: a) el grado de disociación del cloruro cálcico y b) la concentración de los iones cloruro y de los iones calcio en la disolución. Suponer la densidad de la disolución igual a la unidad. Kc(H O = 1.86 C/mol) Solución: a) Para hallar el grado de disociación haremos uso de la ecuación (.15), sin embargo es preciso evaluar i y. El cloruro de calcio se disocia: CaCl = [ Ca ++ + Cl - ] = De la ecuación (.18) T c = ik c m: Despejamos i: ΔTc [ 0 ( 0.)] i.66 Kc m Por consiguiente b) Para hallar la concentración molar de los iones, determinaremos en primera instancia la concentración del cloruro de calcio: La masa total de la solución se puede calcular: mol CaCl 1000 g H O 111g CaCl 1mol CaCl 7.15g CaCl 1000 g H O Es decir la masa de la solución es: puesto que la densidad es 1.0 g/ml El volumen de la solución es: m solución = 1000 g V = 1000 ml = La concentración molar de la solución iónica de CaCl es: 0.065mol de CaCl M molar y las concentraciones de los iones determinamos a partir de : = [ Ca ++ ]= molar, la relación es 1:1 CaCl = Ca ++ + Cl - 1 mol 1 mol mol

26 8 [ Cl - ] = ( 0.050) = molar la relación es 1: PROBLEMAS RESUELTOS.1 Una solución de ácido sulfúrico tiene densidad de 1.8 g/ml y contiene 98% en masa de H SO. Qué volumen ocuparán 00 g de H SO puro? Solución: Se puede considerar los conceptos básicos de factores de conversión: 100 g de solución 1cm de solución 00 g H SO 98 g H SO 1.8g de solución cm de solución El volumen de agua es: cm V V (1) H O HSO 100 g de solución g de HO 1cm HO 00 g HSO.08 cm HO 98 g H SO 100 g de solución 1g H O En consecuencia, considerando la ecuación (1), el volumen de H SO puro es: V HSO cm H SO. Calcule la molalidad, fracciones molares de soluto y disolvente, y la molaridad de las siguientes soluciones: a) una solución acuosa de H SO que es 50 % en masa y tiene una densidad de 1. g/ml, b) una solución acuosa de sacarosa, C 1 H O 11, que es 19 por ciento sacarosa en masa, y tiene una densidad de 1.08 g/ml, y c) una solución compuesta de. g de NaOH y 97.6 de H O con un volumen de 100 ml. Solución: a) La molalidad de la solución de H SO se puede determinar a partir de la composición centesimal, vale decir: 50 g HSO m 50 g H O 1000 g HO 1mol HSO 1kg H O 98 g H SO m 10. molal La fracción molar se determina calculando previamente los moles del soluto y disolvente: 50 g H SO 1mol HSO 98 g H SO mol H SO 1mol HO 50 g HO.78 mol HO 18 g HO La fracción molar será entonces : X X H O H SO La molaridad se calcula considerando la densidad de la solución

27 g Solución 50 g HSO 1mol HSO M 1. mlsolución 100 g Solución 98 g H SO 1000 mlsol. 7.1 molar 1Solución 8 b) La molalidad de la solución de C 1 H O 11, se puede determinar a partir de la composición centesimal, vale decir: 19 g C1H O m 81g H O g HO 1molC1H 1kg H O g C H 1 O O molal La fracción molar se determina calculando previamente los moles del soluto y disolvente: n 1 mol C g C 1 11 C H O 19 g C1HO11 n 1 11 C1H O11 1HO11 1mol HO 81g HO.50 mol HO 18 g H O H O mol C 1 H O 11 La fracción molar será entonces : X X C 1 H H O O La molaridad se calcula considerando la densidad de la solución M 1.08 g Solución mlsolución 1000 mlsolución 0.6 molar 1Solución 19gC H O g Solución 1mol C 1 g C H 1 H O 11 O 11. Una solución acuosa de cloruro de sodio que contiene 8.00 g de NaCl por 100 g de solución posee una densidad de 1.05 g/ml a la temperatura de 5ºC. Determine: a) la concentración molar y b) la concentración molal de la solución. Solución: Nº moles de soluto a) 8 g NaCl/100 g sol. Molaridad = 1litro de solución = 1.05 g/ml moles de soluto : n = -Cálculo del volumen en litros de solución: m 8 g 0.17 mol NaCl M 58.5g/mol 1mlde solución V 100 g 9.88ml 1.05 g Molaridad : V= litros