DISOLUCIONES.

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1 DISOLUCIONES

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

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

4 REPASO SISTEMAS MATERIALES

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

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

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

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

9 Según estado físico de soluto y disolvente.
Soluto Disolvente Ejemplo Gas Gas Aire Líquido Gas Niebla Sólido Gas Humo Gas Líquido CO2 en agua Líquido Líquido Petróleo Sólido Líquido Azúcar-agua Gas Sólido H2 -platino Líquido Sólido Hg - cobre Sólido Sólido Aleacciones

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

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

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

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

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

15 Tanto por ciento en masa-volumen.
Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 cm3 de disolución. msoluto % masa/volumen = ——————— Vdisolución (dl)

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

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 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 ,250 L

18 Relación entre M con % en masa y densidad de disolución
Sabemos que: ms ms % = —— · 100 = ———— mdn Vdn · ddn Despejando Vdn: 100 ms Vdn = ———— % · ddn Sustituyendo en la fórmula de la molaridad: ms ms · % · ddn % · ddn Mo = ———— = —————— = ———— Ms · Vdn Ms · 100 ms Ms

19 Ejercicio: ¿Cuál será la molaridad de una disolución de NH3 al 15 % en masa y de densidad 920 kg/m3?
920 kg/m3 equivale a 920 g/L % · ddn · 920 g · L-1 Mo = ———— = ————————— = 8,11 M Ms · 17 g · mol-1

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

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 mNaOH (comercial) = mNaOH (pura) · —— = 100 = 0’60 g · —— = 0’63 g NaOH comercial

22 Ejercicio: Prepara 250 cm3 de una disolución de HCl 2M, sabiendo que el frasco de HCl tiene las siguientes indicaciones: d=1’18 g/cm3; riqueza = 35 % 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 100 18’3 g ·—— = 52’3 g de HCl comercial m 52’3 g V = — = ————— = 44’3 cm d 1’18 g/cm3

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

24 Fracción molar () (cont.).
nsoluto + ndisolvente soluto + disolvente = ————————— = nsoluto + ndisolvente 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 Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH4 y de C2H6 en una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 y comprobar que la suma de ambas es la unidad. 4 g g n (CH4) =———— = 0,25 mol; n (C2H6) =————= 0,20 mol g/mol g/mol n (CH4) ,25 mol (CH4) = ———————— = ————————— = 0, n (CH4) + n (C2H6) ,25 mol + 0,20 mol n (C2H6) ,20 mol  (C2H6) = ———————— = ————————— = 0, n (CH4) + n (C2H6) 0,25 mol + 0,20 mol (CH4) +  (C2H6) = 0,56 + 0,44 = 1

26 Proceso de disolución solutionSalt.swf

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

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

29 Solubilidad gases La solubilidad de los gases disminuye con la temperatura.

30 Ley de Henry c = k P c = solubility of the gas (M)
k = Henry’s Law Constant P = partial pressure of gas Henry’s Law Constants (25°C), k N •10-7 M/mmHg O •10-6 M/mmHg CO •10-5 M/mmHg

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32 Ejercicio Ley Henry

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

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

35 Disminución de la presión vapor
PA = χA P°A (Ley de Raoult) PA = Presión vapor del disolvente A en una disolución χA = Fracción molar del disolvente A en la disolución P°A = Presión de vapor del disolvente A puro La presencia de un soluto no volátil implica que hay menos partículas de disolvente en la superficie, por lo que se evaporan menos! Ejercicio 47 pág 79

36 Aplicación descenso presión vapor
Describe lo que está pasando en el dibujo.

37 mol sacarosa = (158.0 g)/(342.3 g/mol) = 0.462 mol
Calcula la presión vapor de agua de una disolución de sacarosa (Mm=342.3 g/mol) preparada dilsolviendo g de sacarosa g de agua a 25 ºC. La presión de vapor del agua pura a 25 ºC es mmHg. mol sacarosa = (158.0 g)/(342.3 g/mol) = mol mol agua = (641.6 g)/(18 g/mol) = 35.6 mol Pdisol = Xagua Pagua = (0.987)(23.76 mm Hg) = mm Hg

38 Aumento de la temperatura de ebullición
∆Te = (Te -Te°) = m ·ke Donde, ∆Te = Aumento temperatura ebullición Te = Temp ebullición disolución Te° = Temp ebullición disolvente puro m = molalidad , ke = Constante crioscópica Realizar actividad 18 pág 70

39 Disminución del punto de congelación
∆Tc = m ·kc donde, ∆Tc = disminución temp cong m = molalidad , kc = Constante crioscópica molal Activitat 15 pág 69 Se suele utilizar para determinar la Masa molecular de una sustancia desconocida. EJERCICIO Deduce una ecuación para encontrar la Mm partiendo de la ecuación anterior. Act 16 pág 69

40 Presión osmótica P = CRT where P = osmotic pressure C = molarity
Osmosis is the spontaneous movement of water across a semi-permeable membrane from an area of low solute concentration to an area of high solute concentration Osmotic Pressure - The Pressure that must be applied to stop osmosis P = CRT where P = osmotic pressure C = molarity R = ideal gas constant T = Kelvin temperature

41 Presión osmótica

42 Ejercicio presión osmótica