Disoluciones. Tema 8. Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. disolución

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1 Disoluciones Tema 8 Química General e Inorgánica A Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias disolución soluto disolvente El soluto es la sustancia que se encuentra en menor cantidad (pueden estar presentes varios solutos) El disolvente (dispersante) es la sustancia que está en mayor cantidad El soluto se dispersa en el disolvente. No hay reacción química 8.1 1

2 Participan tres tipos de interacciones en el proceso de disolución: interacción disolvente-disolvente interacción soluto-soluto interacción disolvente-soluto Disolvente Etapa 1 Etapa 2 Soluto Etapa 3 Disolución 8.2 1) Propiedades del disolvente Naturaleza química polaridad Compuestos iónicos (una sal como NaCl en agua se disocia en sus iones: Na + y Cl - ) Compuestos polares (agua, halogenuros de hidrógeno) Compuestos no polares (CH 4, CCl 4 ) NaCl δ H H C H δ + momento dipolar (μ) polar H μ = no polar 8.3 2

3 lo semejante disuelve lo semejante Dos sustancias con fuerzas intermoleculares similares se disuelven entre sí. Por lo tanto, serán miscibles las sustancias que posean polaridades semejantes moléculas no polares se disuelven en los disolventes no polares CCl 4 en CH 4 moléculas polares se disuelven en disolventes polares HBr (g) en H 2 O los compuestos iónicos se disuelven mejor en los disolventes polares (por ejemplo en el agua) NaCl en H 2 O o NH 3 (l) 8.4 2) Propiedades del soluto Solubilidad - es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura determinada Cuando una sustancia sólida se disuelve en agua el soluto es soluble Cuando una sustancia sólida NO se disuelve en agua el soluto es insoluble Ejemplos: - la solubilidad de NaCl es 35,7 g en 1 ml de agua a C - la solubilidad de PbSO 4 es 4,3x1-3 g en 1 g de agua a 25 C Factores que modifican la velocidad de disolución agitación tamaño de los cristales temperatura 8.5 3

4 Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25 C Compuestos solubles Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH 4 + NO 3-, HCO 3-, ClO 3 - Cl -, Br -, I - SO 4 2- Compuestos insolubles CO 3 2-, PO 4 3-, CrO 4 2-, S 2- OH - Excepciones Halogenuros de Ag +, Tl 1+, Pb 2+ Sulfatos de Ag +, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Hg 2+, Pb 2+ Excepciones compuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH + 4 Compuestos que contengan iones de metales alcalinos, Ba 2+ y NH Factores que afectan a la solubilidad la naturaleza química del soluto y del disolvente temperatura presión solubilidad de gases Temperatura y solubilidad solubilidad de sólidos Recordemos que la solubilidad se define como la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura específica La temperatura afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias 8.7 4

5 La solubilidad de los gases y la temperatura Solubilidad La solubilidad de un gas normalmente disminuye a medida que aumenta la temperatura Temperatura 8.8 La solubilidad de los sólidos y la temperatura En la mayoría de los casos, aunque no en todos, la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura Por ejemplo: la solubilidad de NaNO 3 aumenta rápidamente con la temperatura, mientras que la de NaBr casi no cambia La dependencia de la solubilidad de un sólido con la temperatura es variable 8.9 5

6 Presión y solubilidad La presión externa no tiene influencia sobre las solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta enormemente la solubilidad de los gases Disolución de un gas en un líquido - un gas no puede disolverse ilimitadamente en un líquido -la solubilidad de un gas depende de la temperatura y de la presión - la solubilidad de un gas en un líquido disminuye con el aumento de la temperatura - la solubilidad de un gas en un líquido aumenta con el aumento de la presión P (mm Hg) S oxígeno (g/l) La solubilidad de los gases y la presión La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución LeydeHenry c α P c = concentración menor P menor c mayor P mayor c

7 3) Propiedades de la solución Concentración La concentración de una disolución indica la relación que existe entre la cantidad de soluto y disolvente Solución concentrada La relación soluto/disolvente es relativamente grande, se ha disuelto gran cantidad de soluto Solución diluida La relación soluto/disolvente es relativamente pequeña, se ha disuelto poca cantidad de soluto Otra clasificación: En base a la capacidad de la solución para disolver a un soluto Una solución saturada contiene la máxima cantidad de soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura determinada 8.12 Una solución no saturada contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver Una solución sobresaturada contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada. No son muy estables En una solución sobresaturada de acetato de sodio al agregar un pequeño cristal como semilla, se forman rápidamente cristales de acetato de sodio que se separan de la disolución Solubilidad de un soluto en agua - es la cantidad de soluto necesaria para obtener una solución saturada en 1 gramos de agua a una temperatura determinada

8 Unidades de concentración Para realizar el estudio cuantitativo de una solución se determina su concentración La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad definida de solución (o contenido en una determinada cantidad de disolvente) solubilidad: cantidad necesaria de soluto para formar una solución saturada en 1 g de disolvente a una temperatura determinada Unidades físicas Unidades químicas % P/P M (molaridad) % P/V X (fracción molar) % V/V N (normalidad) m (molalidad) 8.14 Concentración en unidades físicas 1- Porcentaje peso en peso (% P/P) gramos de soluto gramos de solución -% P/P solución: son los gramos de soluto puro en 1 g de solución masa de soluto % P/P solución = x 1% masa de solución masa solución = masa soluto + masa disolvente

9 Ejemplo Calcule la concentración expresada en % P/P de la solución resultante de mezclar 5,5 g de NaOH con 55,5 g de agua masa solución = masa soluto + masa disolvente masa solución = 5,5 g NaOH + 55,5 g H 2 O = 61 g de solución 61 g de solución 5,5 g de soluto 1 g de solución x = 9,9 % P/P 9,9 g de NaOH (soluto) / 1 g de solución Porcentaje peso en volumen (% P/V) - % P/V solución: son los gramos de soluto puro en 1 ml de solución Ejemplo Se prepara una solución disolviendo 3 g de NaCl en 11 g de agua. El volumen final obtenido es 126 ml. Calcular la concentración de la solución en % P/V 126 ml de solución 3 g de soluto (NaCl) 1 ml de solución x = 23,81 % P/V 23,81 g de NaCl (soluto) / 1 ml de solución

10 3- Porcentaje volumen en volumen (% V/V) - % V/V solución: es la cantidad en mililitros de soluto puro en 1 ml de solución Ejemplo Calcule la concentración de una solución que contiene 5 ml de alcohol y cantidad suficiente de agua hasta un volumen final de 4 ml 4 ml de solución 5 ml de soluto (alcohol) 1 ml de solución x = 12,5 % V/V 12,5 ml de alcohol (soluto) / 1 ml de solución 8.18 Concentración en unidades químicas Molaridad (M) Es el número de moles de soluto en un litro de solución M = no moles de soluto V solución (litros) Una solución 1,46 M de glucosa contiene: 1,46 moles de soluto (glucosa) en 1 L de solución,73 moles de soluto (glucosa) en 5 ml de solución 1,46 mol,73 mol M = = 1,46 mol/l M = 1 L.5 L = 1,46 mol/l La concentración es una propiedad intensiva, su valor no depende de la cantidad de solución

11 Ejemplo: Calcule la molaridad de una solución de HCl que contiene 3 g de ácido en 7 ml de solución n o de moles = M = Normalidad (N) Es el número de equivalentes químicos de un soluto en un litro de solución N = n o de equivalentes (n eq ) = masa (soluto) PM (soluto),82 mol,7 L no de equivalentes de soluto = V solución (litros) masa Peso equivalente 3 g de HCl 36,5 g/mol = 1,17 mol/l = 1,17 M [ = ] [ = ] g g / equiv =,82 moles equiv litro [ = ] equiv 8.2 Peso equivalente (PEq) PEq ácido = PM (ácido) número de hidrógenos ácidos PEq HNO 3 = 63,1 g (PM HNO 3 ) 1 = 63,1 g HNO 3 PEq base = PM (base) número de hidroxilos PEq Fe(OH) 3 = 16,87 g [PM Fe(OH) 3 ] 3 = 35,62 g Fe(OH)

12 Ejemplo: Calcule la normalidad de una solución formada por 19,6 g de H 3 PO 4 en suficiente cantidad de agua como para formar 3 ml de solución N = n o de equivalentes de soluto / V solución (litros) n o de equivalentes = masa / Peso equivalente 1) PEq ácido = PM ácido / n o de hidrógenos ácidos PEq H 3 PO 4 = 98 g/mol 3 eq/mol = 32,7 g/equiv 19,6 g 2) n eq = =,599 equiv 32,7 g/equiv 3) N =,599 equiv. de soluto /,3 L = 2 N 8.22 Fracción molar (χ) Es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles (n) de un componente de una solución con el número de moles de todos los componentes presentes χ soluto = n s n s + n d La suma de las fracciones molares de una solución es igual a la unidad χ disolvente = n s + n d =,83 moles +,26 moles = 1,9 moles χ soluto + χ disolvente = 1 Ejemplo: Calcule la fracción molar de cada uno de los componentes de una solución formada por 15 g de agua y 15 g de acetona (CH 3 -CO-CH 3 ) masa 1) n o de moles (n) = PM 15 g 15 g n n acetona = agua = =,83 moles =,26 moles 58 g.mol-1 18 g.mol-1 n d n s + n d 2) χ agua =.83 / 1,9 =,76 χ acetona =,26 / 1,9 =,

13 Molalidad (m) Es el número de moles de soluto en un kilo de disolvente m = no moles de soluto masa disolvente (kg) Ejemplo: calcule la molalidad de una solución acuosa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ) que contiene 142 g de la sal en 1 g de agua n o de moles = masa / PM = 142 g / 142 g = 1 mol m = 1 mol / 1 kg = 1 mol/kg Para preparar una solución acuosa de sulfato de sodio 1 molal (1 m), hay que disolver 142 g (1 mol) de la sal en 1 g (1 kg) de agua Qué unidad de concentración elegir? 8.24 Cómo preparar una solución de concentración conocida Marca que muestra el volumen (matraz de 1 ml) Menisco

14 Dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una solución menos concentrada a partir de una más concentrada Dilución Solvente adicionado Moles de soluto antes de la dilución (n inicial ) M i V i = = Moles de soluto después de la dilución (n final ) M f V f 8.26 Cómo prepararía 6 ml de HNO 3.2 M a partir de una solución existente de HNO 3 4 M? M i V i = M f V f M i = 4 M f =.2 V i =? L V f =.6 L los volúmenes se expresan en LITROS V i = M fv f M i =.2 x.6 4 =.3 L = 3 ml 3 ml de ácido + 57 ml de agua = 6 ml de solución

15 Solución electrolítica es una solución que conduce la corriente eléctrica hay cationes (+) y aniones (-) en la solución Ejemplos: compuestos iónicos (sales, hidróxidos, ácidos) y algunos halogenuros de hidrógeno (HCl) El soluto de una solución electrolítica se llama electrólito Electrólito fuerte: se disocia totalmente NaCl (s) H 2 O Na + (ac) + Cl - (ac) Electrólito débil: se disocia parcialmente CH 3 COOH CH 3 COO - (ac) + H + (ac) 8.28 Hidratación es el proceso en el que un ión se rodea de moléculas de agua evitando que los cationes se combinen con los aniones Na + (ac) Cl - (ac) δ δ + H 2 O

16 Solución no electrolítica es una solución que NO conduce la corriente eléctrica C 6 H 12 O 6 (s) H 2 O C 6 H 12 O 6 (ac) NO HAY cationes (+) y aniones (-) en la solución No electrólito (NH 2 ) 2 CO (urea) CH 3 OH (metanol) C 2 H 5 OH (etanol) C 12 H 22 O 11 (sacarosa) Electrólito débil CH 3 COOH HF HNO 2 H 2 O Electrólito fuerte Compuestos iónicos HCl HNO 3 HClO 4 NaOH no electrólito electrólito débil electrólito fuerte 8.3 Propiedades coligativas Propiedades coligativas son propiedades que dependen del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto MAS moléculas de soluto MAYOR concentración MAYOR efecto en las propiedades coligativas 1- Disminución de la presión de vapor (ΔP v ) 2- Disminución de la temperatura de congelación (ΔT c o ΔT f ) 3- Aumento de la temperatura de ebullición (ΔT eb ) 4- Presión osmótica (π)

17 Ecuación general depende del soluto PC = i K C depende de la solución depende del disolvente Donde: i: factor de Van t Hoff K: constante C: concentración (m = molalidad) 8.32 Factor de Van t Hoff (i) Cuando el soluto es un electrólito fuerte i representa el número de iones en que se disocia el soluto Ejemplos: NaCl i = 2 1 Na + y 1 Cl - BaCl 2 i =3 1 Ba 2+ y 2 Cl - Para solutos no electrólitos i = 1 Ejemplos: etilenglicol, glicerina, glucosa, etc

18 Disminución de la presión de vapor (ΔP v ) El descenso de la presión de vapor de una solución con respecto a la presión de vapor del disolvente puro se calcula: ΔP v = i K pv m ΔP v = P v -P v P v > P v K pv constante molal de la disminución de la presión de vapor P v es la presión de vapor del disolvente puro P v es la presión de vapor de la solución ΔP v > Porqué disminuye la presión de vapor de la solución? 8.34 Presión de vapor es la máxima presión que ejerce el vapor de un líquido encerrado en un recipiente, a una determinada temperatura Presión de vapor de un líquido es proporcional al número de moléculas en la fase vapor menor superficie libre menor número de moléculas en la fase vapor agua SOLUCIÓN MENOR número de moléculas en fase vapor agua DISOLVENTE PURO menor presión de vapor de la solución P v solución < P v disolvente puro

19 Ejemplo Calcular la presión de vapor de una solución azucarada,2 m, si la presión de vapor del disolvente puro a 28 C es de 28,35 torr (K pv =,51 torr.kg.mol -1 ) ΔP v = i K pv m solución azucarada es no electrólito i = 1 ΔP v =.51 torr.kg.mol -1 x.2 mol.kg -1 =.1 torr ΔP v = P v P v =.1 torr P v = P v ΔP v = torr.1 torr = torr 8.36 Disminución de la temperatura de congelación (ΔT c o ΔT f ) El descenso de la temperatura de congelación de una solución con respecto a la del disolvente puro se calcula: ΔT c = i K c m ΔT c = T c -T c T c > T c ΔT c > K c constante molal de la disminución del punto de congelación T c es la temperatura de congelación del disolvente puro T c es la temperatura de congelación de la solución Porqué disminuye la temperatura de congelación de la solución?

20 Ejemplo 1 Para una solución acuosa.1 molal de etilenglicol, cuál será la temperatura de congelación de la misma? (K C agua = 1.86 C.kg/mol) ΔT c = i K c m etilenglicol es no electrólito i = 1 ΔT c = 1.86 C.kg/mol x.1mol/kg =.186 C ΔT c = T c -T c.186 C = C - T c T c = C C T c = C El anticongelante etilenglicol disminuye el punto de congelación del agua del motor 8.38 Ejemplo 2 En ciertos países el cloruro de sodio, el cloruro de calcio y la urea (NH 2 CONH 2 no-electrólito), se usan para fundir el hielo de calles y carreteras. Cuál es el efecto que producen? Todos disminuyen la temperatura de congelación del agua que permanecerá líquida a temperaturas menores a C ΔT c = i K c m El mayor descenso en la temperatura de congelación se conseguirá con el compuesto que tiene tiene mayor valor de i (mayor número de partículas en la solución) NaCl y CaCl 2 son sales electrólitos urea no electrólito CaCl 2 i = 3 NaCl i = 2 urea i =

21 Disminución del punto de congelación ΔT c = T c T c Presión Sólido Líquido Vapor T c T c es el punto de congelación del disolvente puro es el punto de congelación de la disolución Punto de congelación de la disolución Temperatura Punto Punto de de congelación ebullición del agua del agua Punto de ebullición de la disolución T c > T c ΔT c > 8.4 Aumento de la temperatura de ebullición (ΔT eb ) El ascenso de la temperatura de ebullición de una solución con respecto a la del disolvente puro se calcula: ΔT eb = i K eb m K eb constante molal de ascenso del punto de ebullición Las soluciones tienen temperaturas de ebullición más altas que los disolventes puros ΔT eb = T eb T eb ΔT eb > T eb > T eb T eb es la temperatura de ebullición de la solución T eb es la temperatura de ebullición del disolvente puro Porqué aumenta la temperatura de ebullición de la solución?

22 Punto de ebullición o temperatura de ebullición (T eb ) Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido iguala a la presión atmosférica Presión de vapor número de moléculas en fase vapor agua agua SOLUCIÓN DISOLVENTE PURO P v solución < P v disolvente puro T eb solución > T eb disolvente puro 8.42 Ejemplo: para una solución acuosa.6 molal de etilenglicol, cuál será la temperatura de ebullición de la misma? (K eb agua =.52 C.kg/mol) ΔT eb = i K eb m ΔT eb =.52 Ckg/mol x.6mol/kg =.33 C ΔT eb = T eb T eb.33 C = T eb - 1 C T eb =.33 C + 1 C T eb = 1.33 C

23 Cuál es el punto de ebullición de una solución acuosa 5 molal de etilenglicol? K eb agua =.52 C.kg/mol ΔT eb = i K eb m ΔT eb =.52 C.kg/mol x 5 mol/kg = 2.6 C ΔT eb = T eb T eb 2.6 C = T eb - 1 C T eb = 2.6 C + 1 C T eb = 12.6 C MAYOR concentración de la solución MAYOR Temperatura de ebullición La concentración de la solución afecta a todas las propiedades coligativas!!! 8.44 Elevación del punto de ebullición ΔT eb = T eb T eb Presión Sólido Líquido Vapor T eb es el punto de ebullición del disolvente puro T eb es el punto de ebullición de la disolución Punto de congelación de la solución Temperatura Punto Punto de de ebullición congelación del agua del agua Punto de ebullición de la disolución T eb > T eb ΔT eb >

24 Presión osmótica (π) Una membrana semipermeable permite el paso de moléculas del disolvente pero impide el paso de moléculas del soluto Osmosis es el paso selectivo de moléculas de disolvente a través de una membrana semipermeable Presión osmótica (π) es la presión requerida para detener el proceso de ósmosis Membrana semipermeable Presión osmótica disolución diluida disolución concentrada 8.46 El flujo neto del disolvente se desplaza desde el recipiente de la izquierda (disolvente puro) al de la derecha (disolución) Transferencia neta del disolvente más diluido más concentrado π = i K π m Donde: i: factor de Van t Hoff K π : constante molal m: molalidad de la solución La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de la disolución

25 Comportamiento de una célula: Moléculas de agua Moléculas de soluto disolución isotónica = concentración = presión osmótica disolución hipotónica < concentración < presión osmótica disolución hipertónica > concentración > presión osmótica