Estados de agregación de la materia La materia esta constituida por moléculas y estas a su vez integradas por átomos. Las partículas constituyentes de.

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1 Estados de agregación de la materia La materia esta constituida por moléculas y estas a su vez integradas por átomos. Las partículas constituyentes de la materia se mantienen unidas entre si debido a la acción de unas fuerzas llamadas fuerzas intermoleculares que tienen su origen en la acción electrostática que ejercen los núcleos atómicos sobre los electrones de los átomos próximos y viceversa. El valor de estas fuerzas varia con la distancia llegando incluso a ser repulsivas si los átomos están tan próximos que se repelen sus respectivas capas electrónicas.

2 Cuando las fuerzas de atracción se ejercen entre partículas de una misma sustancia se denominan fuerzas de cohesión y si se ejercen entre partículas de distintas sustancias se llaman fuerzas de adhesión. La materia se presenta en la naturaleza en tres estados distintos de agregación: sólido, liquido y gaseoso, caracterizados por las fuerzas de cohesión que actúan en cada caso sobre las partículas del cuerpo.

3 Estados de la materia La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso: Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras.

4 Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes
Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas. En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido. Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas. Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas:

5 Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen
Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos. Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de temperatura y presión.

6 Estado líquido Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas. Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad. En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).

7 Estado gaseoso Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos. En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño. Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión

8 Cambios de estado Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.

9 Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.

10 Si calentamos un líquido, se transforma en gas
Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.

11 Teoría cinético-molecular de los gases. (T. C. M
Teoría cinético-molecular de los gases. (T.C.M.) explica los cambios físicos suponiendo que las moléculas se mueven más o menos rápidamente y se acercan o se alejan unas de otras; pero estas moléculas no cambian, ya que las sustancias siguen siendo las mismas. Por ejemplo son cambios físicos los ocurridos en el azúcar cuando se disuelve en agua, o en el estaño al fundirse, el agua al hervir etc. En las reacciones químicas las sustancias sí cambian; hay sustancias que desaparecen y otras nuevas que aparecen. Por lo tanto también cambian las moléculas.

12 La T.C.M. se debe ampliar y modificar para que se puedan explicar los cambios químicos y una nueva teoría debe dar explicación a otros hechos que hemos observado: ¿Cómo es posible que de una sustancia como el agua aparezcan dos sustancias tan diferentes como el hidrógeno y el oxígeno? ¿Cómo es posible qué del óxido de mercurio obtengamos dos sustancias como el oxígeno y el mercurio? ¿Qué clase de cambios se producen en las moléculas de las sustancias cuando desaparecen y se forman nuevas sustancias? La Teoría Atómica de Dalton (enunciada a principios del siglo XIX) puede explicar qué cambios ocurren a las moléculas cuando unas sustancias desaparecen, y aparecen en su lugar otras distintas. Esta teoría supone que:

13 Los elementos son sustancias formadas por un sólo tipo de átomos
Los elementos son sustancias formadas por un sólo tipo de átomos. Existen 92 diferentes en la naturaleza como se muestra en el sistema periódico. Los átomos de un elemento son iguales entre sí, pero distintos de los otros elementos. Los átomos no se crean ni se destruyen, no se alteran en la reacción química. Las moléculas de las sustancias están formadas, a su vez, por otras partículas más pequeñas llamadas átomos. La teoría cinético-molecular ha resultado muy útil para explicar el comportamiento de los gases, los cambios de estado y otros fenómenos importantes. Las ideas principales de esta teoría son las siguientes: Los gases están formados por un número muy grande de partículas extremadamente pequeñas llamadas moléculas.

14 Las distancias entre las moléculas son muy grandes comparadas con el tamaño de las moléculas en si y con las dimensiones del recipiente que las contiene. Las moléculas están en movimiento continuo rectilíneo en todas las direcciones y sentidos. Las fuerzas de atracción o repulsión que ejercen las moléculas entre si son despreciables. Durante su movimiento al azar las moléculas chocan entre si y con las paredes del recipiente, este continuo bombardeo de las paredes se conoce como presión del gas. Los choques de las moléculas entre si y con las paredes del recipiente que los contiene son perfectamente elásticos, es decir, sin perdida alguna de energía.

15 Leyes generales de los gases ideales
Leyes generales de los gases ideales. Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables P (presión), V (volumen) y T (temperatura absoluta) con la cantidad de gas en base a experiencias en el laboratorio. Estas variables no son independientes entre si, sino que cada una de ellas es siempre función de las otras. Para que un gas se pueda considerar ideal ha de cumplir las dos condiciones siguientes: Que el volumen de sus partículas sea nulo. Que no existan fuerzas atractivas entre ellas.

16 Ley de Boyle-Mariotte. La ley de Boyle-Mariotte tiene el siguiente enunciado: Para una cierta cantidad de gas a una temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a la presión de dicho gas. Donde k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

17 Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura que se muestra, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación: P1V1 = P2V2

18 Experimento de Boyle Para poder comprobar su teoría, Boyle hizo el experimento el cual ayudo a comprobar su teoría, es el siguiente: Introdujo un gas en un cilindro con un émbolo y comprobó las distintas presiones al bajar el émbolo. A continuación hay una tabla que muestra algunos de los resultados que obtuvo:

19 Si se observan los datos de la tabla se puede comprobar que al disminuir el volumen, la presión P, aumenta y que al multiplicar P y V se obtiene PV = 30

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21 Ley de Charles-Gay Lussac
Ley de Charles-Gay Lussac. Esta ley manifiesta que: Para una cierta cantidad de gas a una presión constante, el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura de dicho gas. Para una cierta cantidad de gas a un volumen constante, la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura.

22 Una expresión más general, que muestra como peden variar algunos experimentos que pueden demostrar esta ley y que son los siguientes: En un tubo de ensayo se deposita un poco de agua y se tapa el tubo con un corcho, luego se empieza a calentar el tubo con un mechero, el gas que había dentro del tubo (el vapor generado por el agua y el aire) empezará a expandirse, tanto que necesita una vía de escape, así que el corcho saldrá volando y el gas ya podrá salir tranquilamente. Será:

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24 Ecuación general de los gases perfectos o ideales
Ecuación general de los gases perfectos o ideales. Los volúmenes ocupados por una misma masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas correspondientes e inversamente proporcionales a las presiones soportables.

25 La ecuación de estado La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

26 La ecuación de estado para gases reales
La ecuación de estado para gases reales. Valores de R Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der waals:

27 Ley de las Presiones Parciales de Dalton: Cuando Dalton formuló por primera vez su teoría atómica poco había elaborado la teoría acerca de la vaporización del agua y el comportamiento de mezclas gaseosas. A partir de sus mediciones dedujo que dos gases es una mezcla actuaban de manera mutuamente independiente. Por ejemplo si se colocan tres gases en un recipiente de determinado volumen, V, se puede considerar que cada uno de los gases ocupa todo el volumen. Es decir, si el gas está cerrado, las moléculas del gas debido a su rápido movimiento azar y ase tamaño tan pequeño, ocuparán todo el recipiente. Luego, cada uno de los tres gases que forman todo el recipiente.

28 Si estudiamos cada uno de estos gases en forma separada, la contribución a la presión de cada componente está directamente relacionada con el número de moles del componente y con la razón a la que las partículas chocan con las paredes del recipiente. Dado que cada componente tiene el mismo volumen y temperatura, las diferencias entre las presiones que ejercen se deberá a los distintos números de moles.

29 La presión que ejerce un componente determinado de la mezcla de gases si éste ocupara por sí solo el recipiente, se llama presión parcial del componente. Las presiones parciales se calculan aplicando la ley de los gases ideales a cada componente. Así la presión parcial, Pc, para una componente consistente en nc moles está dada por la expresión:

30 Se puede calcular la presión parcial de cada componente, si se conoce el número de moles de cada uno en la mezcla encerrada en un volumen determinado, a una temperatura dada. Debido a que las partículas de cada gas componente se conducen en forma independiente, la presión total que ejerza la mezcla será un resultado de todas las partículas. Establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales. Pt = pa + pb + pc + ...

31 Está relación se conoce como Ley de las Presiones Parciales de Dalton e indica que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla.

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33 Disoluciones. En el universo la materia se presenta bajo diferentes formas, las cuales llamamos materiales y los mismos se clasifican en:

34 Las sustancias son materiales de composición química definida como el agua (H2O), la glucosa (C6H12 O6 ),etc. Las mezclas constituyen sistemas formados por dos o más especies que no reaccionan químicamente entre sí. Estos materiales pueden ser homogéneos, cuando óptimamente presentan una sola fase, y una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas y heterogéneos cuando presentan dos o más fases y una distribución irregular de sus propiedades.

35 La fase de un sistema, es la porción homogénea que se puede separarse mecánicamente, es decir, mediante el uso del algunos de los procesos que se mencionan a continuación: tamización, decantación, imantación, filtración, centrifugación. Son mezclas homogéneas, agua con azúcar; cloroformo con éter etílico, alcohol etílico con bencina, etc. Son mezclas heterogéneas: azufre con agua, almidón con alcohol, kerosene y agua.

36 Las disoluciones son materiales homogéneos formados por dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos limites. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado disolvente. Una disolución puede estar formada por uno o más soluto y uno o más disolventes. Pero en este tema nos referiremos a las soluciones binarias, es decir, aquellas que están constituidas solo por un soluto y un disolvente.

37 CARACTERISTICAS DE LAS DISOLUCIONES 1
CARACTERISTICAS DE LAS DISOLUCIONES 1.- Son mezclas homogéneas, es decir, que las sustancias que la conforman ocupan una sola fase, y presentan una distribución regular de sus propiedades físicas y químicas, por lo tanto al dividir la disolución en n partes iguales o distintas, cada una de las porciones arrojará las mismas propiedades físicas y químicas.

38 2.- La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos limites. Por ejemplo, 100 g de agua a 0 ºC es capaz de disolver hasta 37,5 g de NaCl, pero si mezclamos 40 g de NaCl con 100 g de agua a la temperatura señalada, quedará un exceso de soluto sin disolver. 3. Sus propiedades físicas dependen de su concentración. Ej disol. HCl 12 mol/L Densidad = 1,18 g/cm disol. HCl mol/L Densidad = 1,10 g/cm3

39 4.- Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc. Ej: Para separar los componentes de una disolución acuosa de NaCl, se realiza por evaporación, es decir la disolución es sometida a calentamiento, al alcanzarse la temperatura de ebullición del solvente éste se separa en forma de gas, quedando la sal como residuo. 5. 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 ( ºA ). Angstrom: unidad de longitud que equivale a 10-8 cm.

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41 Por la relación que existe entre el soluto y la disolución, algunos autores clasifican las disoluciones en diluidas y concentradas, y las concentradas se subdividen en saturadas y sobre saturadas. Las diluidas, se refieren a aquellas que poseen poca cantidad de soluto en relación a la cantidad de disolución; y las concentradas cuando poseen gran cantidad de soluto. Esta clasificación es inconveniente su utilización, debido a que no todas las sustancias se disuelven en la misma proporción en un determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada.

42 Ej: a 25 ºC en 100 g de agua se disuelven a) 0, g de BaSO b) 50 g Na2S2O3. La disolución de sulfato de Bario es concentrada (saturada) por que ella no admite más sal, aunque por la poca cantidad de soluto disuelto debería clasificarse como diluida. Por ello es más conveniente clasificar a las soluciones como no saturadas, saturadas y sobre saturadas.

43 SOLUBILIDAD: la solubilidad expresa la cantidad de gramos de soluto disueltos por cada 100g de disolvente a una determinada temperatura. Para calcularla, se utiliza la siguiente relación.   Para que una sustancia se disuelva en otra debe existir semejanza en las polaridades de sus moléculas. Por ejemplo el agua es un compuesto polar, por ello disuelve con facilidad a las sustancias polares como son los ácidos, hidróxidos y sales inorgánicas y a los compuestos orgánicos polares.

44 Esta regla no es totalitaria, ya que existen compuestos inorgánicos altamente polares que son insolubles en agua como son los carbonatos, fosfatos (exceptuando a los del grupo IA y del NH4+), los hidróxidos (exceptuando los del grupo IA y el Ba(OH)2) y los sulfuros (exceptuando a los del grupo IA, IIA, del NH4+) esta situación está relacionada con el tamaño de la molécula y las fuerzas interiónicas. Las sustancias se consideran insolubles cuando la solubilidad es menor a 0,1 mg de soluto por cada 100g disolvente. Y cuando un líquido no se disuelve en otro líquido se dice que no son miscibles.

45 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD: La naturaleza del soluto y del solvente, la temperatura y la presión. LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL SOLVENTE: no existe una regla fija que permite establecer una generalización en cuanto al fenómeno de la disolución. Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual ocurre solo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar

46 . Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las sustancias de polaridad semejante, aunque este proceso puede ser interferido por la existen de moléculas más voluminosas que las del solvente y por ende, la existencias de fuerzas intermoleculares superiores a las que podrían establecerse entre el soluto y el solvente.

47 EFECTO DE LA TEMPERATURA: generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de disolución de un soluto. Lo que se explica por los siguientes hechos: El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad de difusión de las partículas del soluto en el seno del solvente. El calor suministrado es absorbido por las moléculas del soluto, debilitándose las fuerzas intermoleculares y facilitándose el proceso de solvatación. Si embargo, existen casos en donde un aumento de temperatura disminuye la solubilidad, como el caso del Ce2(SO4)3 el cual su solubilidad en agua a O ºC es de 39,5 % mientras que a 100 C es de 2,5 %. Solvatación: proceso mediante el cual moléculas del solvente rodean a las del soluto disgregándolas homogéneamente por todo el sistema.

48 EFECTO DE LA PRESION: este es un factor que tiene efecto apreciable en la solubilidad de gases. Experimentalmente se ha comprobado que la solubilidad del gas es directamente proporcional a las presiones aplicadas. MECANISMO DE LAS DESOLUCIONES :para entender el proceso de formación de una disolución se debe tomar en cuenta el tipo de fuerzas intermoleculares existentes tanto en el soluto como en el solvente. Estas fuerzas pueden ser: Fuerzas de Van Der Waals. Interaciones dipolo - dipolo. Fuerzas interiónicas. Puentes de hidrógeno.

49 Las fuerzas de Van Der Waals la presentan los compuestos no polares
Las fuerzas de Van Der Waals la presentan los compuestos no polares. Por eso, si el soluto es no polar y el solvente también se cumple el principio que lo “ semejante disuelve a lo semejante “. Esta interacción se establece generalmente entre sustancias orgánicas. La interacciones dipolo - dipolo la presentan las moléculas polares. Las fuerzas dipolo - dipolo pueden ser: Dipolo permanente - dipolo permanente ( fuerzas de Keeson ). Dipolo permanente - dipolo inducido ( fuerzas de Debye ). Dipolo inducido - dipolo inducido ( Fuerzas London ).

50 Un solvente polar disuelve a compuestos polares, y a los compuestos iónicos. Las sustancias no polares al entrar en contacto con las moléculas de un solvente no polar, si el choque de las moléculas es lo suficientemente fuerte para vencer las fuerzas intermoleculares ( fuerzas de Van Der Waals ), loa sustancias se disuelve, de lo contrario no ocurre la disolución. La estabilidad del sistema se alcanza debido a que las fuerzas de Van Der Waals se establecerá entre moléculas del soluto y del solvente. Ej. Cuando el Yodo; I2 (compuesto no polar) se disuelve en tetracloruro de carbono (CCl4).

51 Cuando el solvente es polar y el soluto es polar o iónico se establece una atracción electrostática entre las moléculas del soluto y del solvente, orientándose el polo positivo de la molécula del solvente hacia el negativo de la molécula del soluto. Ej: metanol en agua

52 Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución siempre es menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación entre ambos se formula mediante la Ley de Raoult mediante la cual: la presión parcial de un disolvente sobre una disolución P1 está dada por la presión de vapor del disolvente puro Po1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución X1.

53 Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una solución que sólo contenga soluto, se tiene que X1=1-X2, donde X2 es la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la ley como: Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es directamente proporcional a la concentración del soluto presente

54 Características Una vez que los componentes de la solución han alcanzado el equilibrio químico, la presión total del vapor es: y la presión individual de los componentes gaseosos es: donde (Pi)puro es la presión de vapor del componente puro Xi es la fracción molar del componente en solución

55 Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la solución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente (Ley de Dalton).

56 Aplicación Se cumple sólo para disoluciones ideales no obstante es una buena aproximación cualitativa. Disoluciones ideales Para que se cumpla al 100% la ley de Raoult es necesario que el líquido sea una disolución ideal, el vapor una mezcla de gases ideales y que la fugacidad del líquido no varíe significativamente con la presión, esta última condición a veces se expresa como que el factor de corrección de poynting sea de valor 1.

57 En equilibrio Liquido - Vapor, la relación que se comporta según la idealidad de la Ley de Raoult seria la siguiente: Donde PT = La presión total del sistema en equilibrio Y1 = Composición en la fase vapor, compuesto 1 X1 = Composición en la fase Liquida, compuesto 1 = Presión de vapor compuesto 1 Empleo La ley de Raoult suele emplearse en la teoría de la destilación.

58 Propiedades coligativas En química, se llaman propiedades coligativas aquellas propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molal, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.

59 La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor.

60 Propiedades Coligativas más comunes
Propiedades Coligativas más comunes. Descenso de la presión de vapor Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. A su vez, cuando se comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.

61 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.

62 Descenso crioscópico El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0 °C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación. ΔTf = Kf · m m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg). ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro. Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 °C kg/mol

63 Aplicación Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor. El agua se congela a partir de los 0 °C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve o hielo con mayor facilidad).

64 Aumento ebulloscópico Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alta. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados. ΔTb = Kb · m m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg). ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb el del disolvente puro. Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es agua es 0,52 °C kg/mol.

65 Aplicación Cuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo, el NaCl será disuelto en un mol de sodio y un mol de cloro, un total de dos moles en solución. El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas.

66 Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100 °C, mientras que para una solución acuosa de algo a 100 °C las presiones externas y de vapor no se han igualado y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso. Cuando la presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100 °C y, consecuentemente, se comprueba que su punto de ebullición es, efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro (agua) medido a una misma presión externa.

67 Presión osmótica La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor concentración hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable (también: π = (nRT) / V) n es el número de moles de partículas en la solución. R es la constante universal de los gases, donde R = J · K-1 · mol-1. T es la temperatura en Kelvin.

68 Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos: Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas. Observación: Se utiliza la unidad de Molaridad (M) para expresar la concentración ya que el fenómeno de ósmosis ocurre a temperatura constante (de esto se deduce que las unidades de concentración para el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico estén dadas en molalidad (m), ya que este tipo de expresión no varía con la temperatura).

69 Aplicación El experimento más típico para observar el fenómeno de ósmosis es el siguiente: Se colocan dos soluciones con distinta concentración (por ejemplo, una consta de agua con sal común o azúcar y la otra de agua sola). Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable que permite el movimiento del agua a través de ella, es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar, pero debe ser verdadero papel celofán y no sus sustitutos.

70 Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la solución diluida hacia la solución concentrada y los niveles de líquido han cambiado. Las membranas celulares son semipermeables. La observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico o hipotónico respecto al medio interno celular.

71 La Ley de Henry fue formulada en 1803 por William Henry
La Ley de Henry fue formulada en 1803 por William Henry. Enuncia que a una temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líqido es directamente proporcional a la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido. Matemáticamente se formula del siguiente modo: P = k * C Donde: p es la presión parcial del gas. c es la concentración del gas. k es la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.

72 Un ejemplo de la aplicación de esta Ley está dado por las precauciones que deben tomarse al volver a un buzo a la superficie. Al disminuir la presión parcial de los distintos gases, disminuye la solubilidad de los mismos en la sangre, con el consiguiente riesgo de una eventual formación de burbujas. Para evitarlo, esta descompresión debe efectuarse lentamente.