TERMODINÁMICA DE SOLUCIONES Q.F. ALEX SILVA ARAUJO
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- Samuel Moreno Montes
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1 TERMODINÁMICA DE SOLUCIONES Q.F. ALEX SILVA ARAUJO
2 SOLUCIÓN Sistema homogéneo constituido por 2 o más sustancias, cuya composición puede variar continuamente dentro de ciertos límites. Soluto: el o los componentes que se encuentran en menor proporción. Solvente: componente que se encuentra en mayor proporción. Concentración: cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solución o de solvente. masa de soluto (msto), volumen de solución (V) masa de solución (msol) Unidades de concentración ppm = msto 10 6 msol M = nsto V ( L ) sol m= nsto m( Kg ) sol v
3 Ejemplo: Una solución acuosa de cloruro de sodio que contiene 8 g de NaCl por 100 g de solución, posee una densidad de g/ml a la temperatura de 25 ºC Determine la concentración de la solución en las expresiones siguientes: a).- Molaridad. b).- Molalidad. Solución:
4 TIPOS DE SOLUCIONES POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN POR SU CONCENTRACIÓN EMPÍRICAS VALORADAS Diluida Concentrada Insaturada Saturada Sobresaturada
5 SOLUCIONES EN FARMACIA ABSORCIÓN DE FARMACOS Disgregación de la forma farmacéutica y liberación del principio activo Disolución del principio activo en el medio acuoso fisiológico Absorción a través de membrana y paso a sistema circulatorio Ideales Soluciones Infinitamente diluidas: 1-10 mm gases (O2, N2) e iones Reales: M
6 SOLUCIONES PROCESO DE DISOLUCIÓN SE RIGE POR LOS PRINCIPIOS DE LA TERMODINÁMICA FACTORES ENERGÉTICO ENTRÓPICO SOLUCIÓN EXOTÉRMICO ENDOTÉRMICO AUMENTA EL DESORDEN Favorece la solubilidad de una sustancia incluso si el proceso es endotérmico
7 SOLUBILIDAD máxima cantidad de soluto que puede disolver una cantidad de solvente dada a esa temperatura. El proceso de solución depende del balance entre tres tipos de interacciones: Semejante disuelve a semejante (miscibilidad) CCl4 / benceno (fuerzas de dispersión) Solvente / solvente Alcoholes / agua (enlaces de hidrógeno) Soluto / soluto Sales / agua (interacciones ión dipolo) Solvente / soluto
8 Ejemplo: La solubilidad del nitrato de potasio a 100 ºC es de 246 g por 100 g de agua y a 30 ºC es de 46. Calcular los gramos de KNO3 que cristalizarán de una solución saturada a 100 ºC que contiene 500 ml de agua, al enfriarse a 30 ºC. (dh O= 1g/mL) 2 Solución:
9 SOLUCIONES IDEALES Las interacciones moleculares soluto: solvente son de igual magnitud a las solvente: solvente y las soluto: soluto Todos sus componentes (soluto y solvente) cumplen la Ley de Raoult en todo el intervalo de concentraciones. ΔVm = 0, ΔHm = 0 ΔSm > 0 ΔGm < 0
10 SOLUCIONES IDEALES: MEZCLA DE DOS LÍQUIDOS VOLÁTILES COMPOSICIÓN DEL GAS YA,G YB,G LEY DE DALTON COMPOSICIÓN DEL LÍQUIDO XA,L XB,L LEY DE RAOULT La relación entre la P total y la fracción molar en la fase gas (y1) vendrá dado por P1* P2* P= P1* ( P1* P2* ) y1 Mientras que la relación entre la P total y la fracción molar en la fase líquida (X1) vendrá dada por P = P2* + ( P1* P2* ) X 1
11 LEY DE RAOULT
12 Ejemplo: A 85ºC las tensiones de vapor del dibromuro de propileno (A) y del dibromuro de etileno (B), son 128 y 173 mm de Hg, respectivamente. Calcular la presión total de la solución líquida, conociendo que la presión de vapor parcial de A es igual a la de B. Solución:
13 Ejemplo: Calcule la presión parcial del agua a 90 C para una solución preparada disolviendo 5,00 g de glucosa (C6H12O6) en 100 g de agua. La presión de vapor del agua pura a esa temperatura es de 524 Torr Solución:
14 DESVIACIONES DE LA LEY DE RAOULT Interacciones intermoleculares > que Interacciones en líquido puro Proceso exotérmico: ΔH < 0 Pi < Pi ideal Interacciones intermoleculares < que interacciones en el líquido puro Proceso endotérmico: ΔH > 0 Pi > Pi ideal
15 DESVIACIONES DE LA LEY DE RAOULT
16 SOLUCIONES INFINITAMENTE DILUIDAS LEY DE HENRY
17 PROPIEDADES COLIGATIVAS Los líquidos poseen propiedades físicas características, como: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, la presencia del soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a su estado normal en forma aislada. Estas modificaciones se conocen como propiedades de una solución, las cuales se clasifican en dos grandes grupos: 1.- Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejm: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc. 2.- Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las cuales son: Descenso en la presión de vapor del solvente. Aumento del punto de ebullición. Disminución del punto de congelación. Presión osmótica.
18 PROPIEDADES COLIGATIVAS IMPORTANCIA Separar los componentes de una solución por destilación fraccionada. Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes. Determinar masas molares de solutos desconocidos. Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo. Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos. Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.
19 PROPIEDADES COLIGATIVAS En el estudio de las propiedades coligativas se deberán tener en cuenta dos características importantes de las soluciones y los solutos. Soluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente diluídas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son 0,2 Molar, en donde teóricamente las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas. Solutos: Los solutos se presentarán como: Electrolitos:disocian en solución y conducen la corriente eléctrica. No Electrolitos: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser volátil o no volátil.
20 DESCENSO EN LA PRESIÓN DE VAPOR La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las soluciones que contienen solutos no volátiles esta dada por la Ley de Raoult. Este principio queda establecido matemáticamente por las siguientes ecuaciones: Si el soluto que se agrega al solvente es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor. La presión de vapor es proporcional a la concentración de la solución, es decir, mientras mayor sea la concentración de la solución mayor es la disminución de la presión de vapor. Donde: PA = Presión de Vapor de la solución PºA = Presión de vapor del solvente puro XA = Fracción molar del solvente XB = fracción molar del soluto ΔPV = Variación de la presión de vapor
21 Ejemplo: La presión de vapor sobre el agua pura a 120 C es 1480 mmhg. Si se sigue la Ley de Raoult Que fracción de etilenglicol debe agregarse al agua para reducir la presión de vapor de este solvente a 760 mmhg? Solución:
22 AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN El aumento en el punto de ebullición es directamente proporcional al número de partículas de soluto disueltas en una masa fija de solvente, por lo que el ascenso del punto de ebullición es proporcional a la molalidad. Este fenómeno queda establecido por las siguientes ecuaciones: Sabemos que la presión de vapor de un líquido aumenta al aumentar la temperatura y que el líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión externa o atmosférica que se ejerce sobre su superficie. Donde: ΔTeb = Ascenso del punto de ebullición. Teb = Temperatura de ebullición de la solución. Tºeb = Temperatura de ebullición del solvente puro Keb = Constante ebulloscópica. m = molalidad
23 AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN Para el agua la constante ebulloscópica es 0,52 C/molal, por consiguiente, una solución acuosa 1 molal de sacarosa o de cualquier otro soluto no volátil hervirá a una temperatura de 100,52 C. Es importante hacer notar que la elevación del punto de ebullición es proporcional a la cantidad de partículas de soluto presentes en determinada cantidad de solvente.
24 Ejemplo: Calcular el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua Solución:
25 DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN La diferencia entre los puntos de congelación del solvente puro y la solución se designa por ΔTc y se conoce con el nombre de descenso del punto de congelación o descenso crioscópico. Este fenómeno queda establecido por las siguientes ecuaciones: Si se disuelve un soluto volátil o no volátil en un líquido (solvente), se observa experimentalmente un descenso en el punto de congelación. Donde: ΔTc = Descenso del punto de congelación Tc = Temperatura de congelación de la solución. Tºc = Temperatura de congelación del solvente puro. Kc = Constante molal del descenso del punto de congelación. m = molalidad.
26 DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN La constante crioscópica (Kc) representa el descenso en el punto de congelación para soluciones de concentración 1 molal. Para el agua la constante crioscópica es 1,86 C/molal, por consiguiente, una solución acuosa 1 molal de cualquier soluto se congelará a una temperatura de -1,86 C.
27 Ejemplo: Se disuelven 10 g de naftaleno en 50 ml de Benceno (d = 0,88 g/ml) Cual es el punto de congelación de esta solución, sabiendo que la masa molar de naftaleno es 128 g/mol y su T c = 5,5 C? Solución:
28 PRESIÓN OSMÓTICA. La presión osmótica obedece a una ley similar a la de los gases ideales, los cuales se expresan en la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Van t Hoff: Si el volumen de la solución fuera un litro, entonces: *Cuando las soluciones son muy diluidas (menores a 0,1 M) se puede considerar que la Molaridad es igual a la Molalidad.
29 PRESIÓN OSMÓTICA 0,01 molal 0,01 molal 0,01 molal 0,02 molal No se presenta el fenómeno de ósmosis. Igual presión osmótica. Son isotónicas o isoosmóticas entre sí.
30 Ejemplo: Qué masa de anilina habría que disolver en agua para tener 200 ml de una solución cuya presión osmótica, a 18 C, es de 750 mmhg; sabiendo que la masa molar de la anilina es 93,12 g/mol.. Solución:
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