DISOLUCIONES Unidad Contenidos (1) 1.- Sistemas materiales. Sistemas materiales. 2.- Disoluciones. Clasificación. Disoluciones. Clasificación.

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1 DISOLUCIONES Unidad 3

2 2 2 Contenidos (1) 1.- Sistemas materiales. Sistemas materiales. 2.- Disoluciones. Clasificación. Disoluciones. Clasificación. 3.- Concentración de una disolución 3.1. En g/l (repaso). En g/l (repaso). 3.2. % en masa (repaso). % en masa (repaso). 3.3. % en masa/volumen. % en masa/volumen. 3.4. Molaridad. Molaridad. 3.5. Fracción molar Fracción molar

3 3 3 Contenidos (2) 4.- Preparación de una disolución. Preparación de una disolución. 5.- Fenómeno de la disolución. 6.- Solubilidad. Solubilidad. 7.- Propiedades coligativas de las disoluciones (cualitativamente). Propiedades coligativas de las disoluciones (cualitativamente).

4 4 4 SISTEMAS MATERIALES REPASO

5 5 5 DISOLUCIÓN (Concepto) l Es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias químicas tal que el tamaño molecular de la partículas sea inferior a 10 --9 m. l Se llama mezcla coloidal cuando el tamaño de partícula va de 10 -9 m a 2 ·10 -7 m. l Se llama suspensión cuando el tamaño de las partículas es del orden de 2 ·10 -7 m.

6 6 6 Componentes de una disolución l Soluto (se encuentra en menor proporción). l Disolvente (se encuentra en mayor proporción y es el medio de dispersión).

7 7 7 Clasificación de disoluciones l Según el número de componentes. l Según estado físico de soluto y disolvente. l Según la proporción de los componentes. l Según el carácter molecular de los componentes.

8 8 8 Según el número de componentes. l Binarias l Ternarias. l...

9 9 9 Según estado físico de soluto y disolvente. l SolutoDisolventeEjemplo Gas Gas Aire Líquido Gas Niebla Sólido Gas Humo Gas Líquido CO 2 en agua Líquido Líquido Petróleo Sólido Líquido Azúcar-agua Gas SólidoH 2 -platino Líquido Sólido Hg - cobre Sólido Sólido Aleacciones

10 10 Según la proporción de los componentes. l Diluidas (poca cantidad de soluto) l Concentradas (bastante cantidad de soluto) l Saturadas (no admiten mayor concentración de soluto)

11 11 Según el carácter molecular de los componentes. l Conductoras Los solutos están ionizados (electrolitos) tales como disoluciones de ácidos, bases o sales, l No conductoras El soluto no está ionizado

12 12 Concentración (formas de expresarla) l gramos/litro l Tanto por ciento en masa. l Tanto por ciento en masa- volumen. l Molaridad. l Normalidad (ya no se usa). l Fracción molar. l Molalidad.

13 13 Concentración en gramos/litro. l Expresa la masa en gramos de soluto por cada litro de disolución. l m soluto (g) conc. (g/l) = ———————— V disolución (L) REPASO

14 14 Tanto por ciento en masa. l Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 g de disolución. l m soluto % masa = ————————— · 100 m soluto + m disolvente REPASO

15 15 Tanto por ciento en masa-volumen. l Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 cm 3 de disolución. l m soluto % masa/volumen = ——————— V disolución (dl)

16 16 Molaridad ( M ). l Expresa el número de moles de soluto por cada litro de disolución. n m soluto Mo = ——— = ——————— V (l) M soluto ·V (l) l siendo V (l) el volumen de la disolución expresado en litros

17 17 Ejercicio: ¿ Cuál es la molaridad de la disolución obtenida al disolver 12 g de NaCl en agua destilada hasta obtener 250 ml de disolución? Expresado en moles, los 12 g de NaCl son: m 12 g n =  =  = 0,2 moles NaCl M 58,44 g/mol La molaridad de la disolución es, pues: 0,2 moles M =  = 0,8 M 0,250 L

18 18 Relación entre M con % en masa y densidad de disolución Sabemos que: m s 100 m s % = —— · 100 = ———— m dn V dn · d dn Despejando V dn : 100 m s V dn = ———— % · d dn Sustituyendo en la fórmula de la molaridad: m s m s · % · d dn % · d dn Mo = ———— = —————— = ———— M s · V dn M s · 100 m s 100 M s

19 19 Ejercicio: ¿Cuál será la molaridad de una disolución de NH 3 al 15 % en masa y de densidad 920 kg/m 3 ? 920 kg/m 3 equivale a 920 g/L % · d dn 15 · 920 g · L -1 Mo = ———— = ————————— = 8,11 M 100 M s 100 · 17 g · mol -1

20 20 Riqueza (  ) l Las sustancias que se usan en el laboratorio suelen contener impurezas. l Para preparar una disolución se necesita saber qué cantidad de soluto puro se añade. l m sustancia (pura)  = ——————————— · 100 m sustancia (comercial) l De donde l 100 m sust. (comercial) = m sust. (pura) · —— 

21 21 Ejemplo: ¿Como prepararías 100 ml de una disolución 0’15 M de NaOH en agua a partir de NaOH comercial del 95 % de riqueza? m = Molaridad · M (NaOH) · V m = 0’15 mol/l · 40 g/mol · 0’1 l = = 0’60 g de NaOH puro 100 m NaOH (comercial) = m NaOH (pura) · —— = 95 100 = 0’60 g · —— = 0’63 g NaOH comercial 95

22 22 Ejercicio: Prepara 250 cm 3 de una disolución de HCl 2  M, sabiendo que el frasco de HCl tiene las siguientes indicaciones: d=1’18 g/cm 3 ; riqueza = 35 % l m = Molaridad · M (HCl) · V m = 2 mol/l · 36’5 g/mol · 0’25 l = = 18’3 g de HCl puro que equivalen a l 100 18’3 g ·—— = 52’3 g de HCl comercial 35 l m 52’3 g V = — = ————— = 44’3 cm 3 d 1’18 g/cm 3

23 23 Fracción molar (  ) l Expresa el cociente entre el nº de moles de un soluto en relación con el nº de moles total (soluto más disolvente). l n soluto  soluto = ————————— n soluto + n disolvente l Igualmente l n disolvente  disolvente = ————————— n soluto + n disolvente

24 24 Fracción molar (  ) (cont.). l n soluto + n disolvente  soluto +  disolvente = ————————— = 1 n soluto + n disolvente l Si hubiera más de un soluto siempre ocurrirá que la suma de todas las fracciones molares de todas las especies en disolución dará como resultado “1”.

25 25 Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH 4 y de C 2 H 6 en una mezcla de 4 g de CH 4 y 6 g de C 2 H 6 y comprobar que la suma de ambas es la unidad. 4 g 6 g n (CH 4 ) =———— = 0,25 mol; n (C 2 H 6 ) =————= 0,20 mol 16 g/mol 30 g/mol n (CH 4 ) 0,25 mol  (CH 4 ) = ———————— = ————————— = 0,56 n (CH 4 ) + n (C 2 H 6 ) 0,25 mol + 0,20 mol n (C 2 H 6 ) 0,20 mol  (C 2 H 6 ) = ———————— = ————————— = 0,44 n (CH 4 ) + n (C 2 H 6 ) 0,25 mol + 0,20 mol  (CH 4 ) +  (C 2 H 6 ) = 0,56 + 0,44 = 1

26 26 Solubilidad l Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente (normalmente suelen tomarse 100 g). l La solubilidad varía con la temperatura (curvas de solubilidad).

27 27 Gráficas de la solubilidad de diferentes sustancias en agua l Como vemos, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.

28 28 Propiedades coligativas l Las disoluciones tienen diferentes propiedades que los disolventes puros. l Es lógico pensar que cuánto más concentradas estén las disoluciones mayor diferirán las propiedades de éstas de las de los disolventes puros.

29 29 Propiedades coligativas l Disminución de la presión de vapor. l Aumento de temperatura de ebullición. l Disminución de la temperatura de fusión. l Presión osmótica (presión hidrostática necesaria para detener el flujo de disolvente puro a través de una membrana semipermeable).

30 30 Presión osmótica

31 31 Normalidad. l Expresa el número de equivalentes de soluto por cada litro de disolución. l n eq m soluto Normalidad = —— = ———————= V (l) M eq.soluto ·V (l) m soluto · val = ———————— = Molaridad · val M.soluto ·V (l)