Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura

Presentación del tema: "Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura"— Transcripción de la presentación:

1 Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura
Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Ingeniería en Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura Licenciatura en Física, Prof. en Física

2 UNIDAD VII: Soluciones
Tipos de soluciones. Unidades de concentración. Unidades físicas y unidades químicas. Soluciones ideales. Ley de Raoult. Desviaciones. Coeficiente de actividad. Propiedades coligativas de las soluciones: descenso de la presión de vapor, ascenso ebulloscópico, descenso crioscópico y presión osmótica. Determinación de masas molares.

3 Soluciones o disoluciones
Una disolución es una mezcla de un soluto (sustancia disuelta) distribuido uniformemente en un disolvente (sustancia que disuelve) Las disoluciones pueden existir en cualquiera de los tres estados de la materia: gas, sólido o líquido. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química física.

4 Clasificación Según la naturaleza de la fase:
Sólida (son las aleaciones) Bronce: Cu-Sn Acero: Fe-C Amalgama: Hg-Sn Latón: Cu-Zn

5 Clasificación Según la el número de componentes Binaria Ternaria ………..
Multicomponentes Disolvente: Componente que está presente en mayor cantidad o que determina el estado de la materia en la que existe una disolución. Solutos: Los restantes componentes.

6 Clasificación Según su concentración:
Diluídas o insaturadas: son las que tienen una pequeña cantidad de soluto en un determinado volumen de solución. Concentradas o saturadas: Son aquellas que tienen una gran cantidad de soluto en un determinao volumen de disolución y por lo tanto, están próximas a la saturación. Existe un equilibrio dinámico entre soluto y solvente. Sobresaturadas: Son las que contienen más soluto que el presente en las disoluciones saturadas

7 Clasificación de las disoluciones líquidas
Dependiendo del disolvente: Acuosas No acuosas Dependiendo del estado del soluto: Soluto sólido Soluto líquido Soluto gaseoso

8 Clasificación de las disoluciones líquidas
Según la naturaleza del soluto Electrolíticas: soluto se disocia en iones (ej. sal) (conducen la corriente eléctrica) No electrolíticas: soluto no se disocia en iones (ej. azúcar) (no conducen la corriente eléctrica)

9 Unidades de concentración
Las propiedades de una solución dependen de las cantidades relativas de soluto y disolvente. Estas cantidades se describen dando la concentración, que nos indica la cantidad de soluto presente por una cantidad dada de disolvente o de disolución.

10 Unidades de concentración
Molaridad Preparación de disoluciones diluidas a partir de disoluciones más concentradas: nº moles en disoluc. concentrada = nº de moles en disolución diluida Molalidad

11 Unidades de concentración
Fracción molar xi= xA+xB+....= 1 % en masa

12 Unidades de concentración
Para disoluciones muy diluidas se utilizan: ppm: partes por millón (g/g, mg/L) ppb: partes por billón (ng/g, g/L) ppt: partes por trillón (pg/g, ng/L) (Nota: 1.0 L para densidad 1.0 g/mL = 1000 g)

13 Factores que afectan a la solubilidad
El grado en que una sustancia se disuelve en otro depende: Interacciones soluto-disolvente Temperatura Presión (en el caso de los gases).

14 Factores que afectan a la solubilidad
Interacciones soluto-disolvente. Cualquiera de los diversos tipos de fuerzas intermoleculares puede operar entre las partículas de soluto y de disolvente en una disolución. Dos sustancias que tienen el mismo tipo y magnitud de fuerzas intermoleculares serán solubles entre sí. Esta generalización suele expresarse como “lo semejante disuelve a lo semejante”. Las sustancias no polares son solubles en disolventes no polares; los solutos iónicos y polares son solubles en disolventes polares.

15 Factores que afectan a la solubilidad
Interacción soluto-disolvente La solubilidad de lo compuestos iónicos en agua depende de un equilibrio entre dos fuerzas, ambas de naturaleza eléctrica. a) Fuerzas de atracción entre las moléculas de agua y los iones, que tienden a disolver el sólido. b) Fuerzas de atracción entre iones con cargas opuestas, que tienden a mantenerlos en estado sólido.

16 Factores que afectan a la solubilidad
Interacción soluto-disolvente Al agregar NaCl en agua, las moléculas de agua se orientan en la superficie de los cristales de NaCl. Las atracciones ión-dipolo entre los iones Na+ y Cl- y las moléculas de agua, tienen la fuerza suficiente para sacar dichos iones de sus posiciones en el cristal. Solvatación (hidratación) de los iones Na+ y Cl-

17 Factores que afectan a la solubilidad
Interacción soluto-disolvente Los pares de líquidos que se mezclan en todas proporciones se denominan miscibles. Los líquidos que no se mezclas son inmiscibles. Las interacciones puentes de hidró-geno entre el soluto y el solvente puede aumentar mucho la solubi-lidad.

18 Factores que afectan a la solubilidad
Interacción soluto-disolvente En el caso de los gases disueltos en agua, la solubilidad au-menta al aumentar la masa molecular. La fuerza de atracción entre las moléculas del gas y del disolvente son principalmente fuerzas de dispersión de London, las cuales aumentan al aumentar el tamaño y la masa de la molécula del gas. Si ocurre una reacción química entre el gas y el disolvente, la solubilidad puede aumentar mucho.

19 Factores que afectan a la solubilidad
Efecto de la presión La solubilidad de un gas, aumenta al aumentar la presión del gas sobre el disolvente. En cambio las solubilidades de los sólidos y líquidos no acusan un efecto apreciable de la presión. Supongamos tener una sustancia gaseosa distribuida en las fases gaseosas y de solución. Cuando se establece el equilibrio, la rapidez con que las moléculas del gas entran a la solución es igual a la rapidez con que las moléculas del soluto escapan de la solución para entrar a la fase gaseosa.

20 Factores que afectan a la solubilidad
La solubilidad del gas aumenta en proporción directa a la presión. La relación entre presión y solubilidad se expresa en una ecuación llamada Ley de Henry Cg = k . Pg Cg= concentración del gas en la disolución Pg = presión parcial del gas sobre la disolución k = constante de proporcionalidad llamada constante de la Ley de Henry, diferente para cada par soluto-disolvente. Varía con la T. Supongamos tener una sustancia gaseosa distribuida en las fases gaseosas y de solución. Cuando se establece el equilibrio, la rapidez con que las moléculas del gas entran a la solución es igual a la rapidez con que las moléculas del soluto escapan de la solución para entrar a la fase gaseosa.

21 Factores que afectan a la solubilidad
Efecto de la Temperatura La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua, aumenta al aumentar la T de la disolución.

22 Factores que afectan a la solubilidad
Efecto de la Temperatura A diferencia de los solutos sólidos la solubilidad de los gases en agua, disminuye al aumentar la T, (por eso las bebidas carbonatadas pierden CO2 cuando se calientan). La menor solubilidad del O2 en agua, al aumentar la T, es una de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos.

23 Propiedades Coligativas
Definición: son propiedades físicas de las soluciones que dependen de la cantidad (concentración) pero no del tipo de partículas de soluto. Descenso de la presión de vapor Presión osmótica Aumento del punto de ebullición Descenso del punto de congelación

24 Propiedades Coligativas

25 Propiedades Coligativas
Descenso de la presión de vapor (Ley de Raoult) Al añadir un soluto a un disolvente puro, se produce una disminución de la presión de vapor del disolvente. La relación entre la presión de vapor del disolvente (PA) sobre la disolución y la concentración se expresa mediante la ley de Raoult: P°= Presión de vapor del disolvente puro PA = A P°

26 Solución ideal Una solución ideal es una solución que obedece la Ley de Raoult. Las soluciones reales se aproximan más al comportamiento ideal cuando la [soluto] es baja y cuando soluto y disolventes tienen tamaños moleculares semejantes y tipos de interacciones intermoleculares semejantes. Desviación de la Ley de Raoult se las fuerzas intermoleculares entre el disolvente y soluto son mas débiles que aquellas entre disolvente-disolvente y soluto-soluto la presión de vapor del disolvente tiende a ser mayor que lo que predice la ley. Cuando las interacciones entre soluto y disolventes son excepcionalmente fuertes (si existe puente de hidrogeno), la presión de vapor del disolvente es menor o igual que la que predice la ley de Raoult.

27 Solución ideal

28 Solución ideal Determinación de la presión de vapor en disoluciones ideales y de la composición del vapor en el equilibrio. La presión de vapor del benceno y tolueno puro a 25ºC son 95.1 y 28.4 mm Hg, respectivamente. Se prepara una disolución donde la fracción molar para ambos es 0.5. ¿Cuáles son las presiones parciales de benceno y tolueno en la disolución? ¿Cúal es la presión de vapor total? Pbenzeno = benzeno P°benzeno = (0.500)(96.1 mm Hg) = 47.6 mm Hg Ptolueno = tolueno P°tolueno = (0.500)(28.4 mm Hg) = 14.2 mm Hg Ptotal = Pbenzeno + Ptolueno = mm Hg ¿Cuál es la composición del vapor en el equilibrio en una disolución de benceno-tolueno? benzeno = Pbenzeno/Ptotal = 47.6 mm Hg/61.89 mm Hg = 0.770 tolueno = Ptolueno/Ptotal = 14.2 mm Hg/61.89 mm Hg = 0.230

29 Desviaciones de la Ley de Raoult

30 Propiedades Coligativas
Ascenso del punto de ebullición El punto de ebullición de una disolución es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro. Esto se debe a la disminución en la presión de vapor en la disolución (Ley de Raoult). Se deben alcanzar Tª más altas antes de que hierva, es decir, antes de que su presión de vapor iguale la presión externa. ΔTb = Teb - Tebº = Kb . m Teb = T de ebullición de la disolución; Tebº= T de ebullición del disolvente puro; m = molalidad; Keb: Constante molal de elevación del punto de ebullición (depende sólo del disolvente); Keb para el H2O = 0,52°C/mol

31 Propiedades Coligativas
Descenso del punto de congelación El punto de congelación de una disolución es menor que el punto de congelación del disolvente puro. Esto es consecuencia directa de la disminución en la presión de vapor del disolvente por el soluto. El disolvente puro se separa cuando la disolución se congela. ΔTf = Tfº -Tf - = Kf . m Tf = T de fusión de la disolución; Tfº= T de fusión del disolvente puro; m = molalidad; Kf: Constante molal del punto de congelación. Kf para el H2O = 1,86°C/mol

32 Propiedades Coligativas
Presión osmótica El proceso de transferencia de disolvente puro a través de una membrana semipermeable desde una disolución diluida a otra más concentrada, se llama ósmosis.

33 Propiedades Coligativas
Presión osmótica Como consecuencia de la ósmosis el nivel de agua asciende por una de las ramas de la U: La presión osmótica () es la presión requerida para parar el proceso de ósmosis, y es igual a la presión externa (P).

34 Propiedades Coligativas
Presión osmótica Si P < , la ósmosis tiene lugar en sentido normal. Si P > , las moléculas de agua atraviesan la membrana des de la disolución hacia el agua pura. Este proceso se denomina ósmosis inversa, y se utiliza para obtener agua potable a partir de agua de mar.

35 Propiedades Coligativas
Presión osmótica Si las dos soluciones que se separan por una membrana semipermeable tienen idénticas presión osmótica no ocurrirá osmosis. Se dice que las dos soluciones son isotónicas. Si una solución tiene menor presión osmótica se describe como hipotónica respecto a la solución mas concentrada. La solución mas concentrada es hipertónica respecto a la solución diluida.

36 Determinación de masas molares
 Las propiedades coligativas de las soluciones se pueden aprovechar para determinar experimentalmente la masa molar.  Esto puede hacerse de la siguiente manera: A partir del punto de congelación, se calcula ΔTf = punto de fusión del disolvente - punto de fusión de la disolución. 2. Conociendo kf (están tabulados), se determina la molalidad: M ΔTf = Kf . m; m = ΔTf /kf 3. Utilizando la definición de molalidad, se calcula la masa molar:

37 Determinación de masas molares

38 Bibliografía 1. Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química. Los caminos del descubrimiento”. Editorial Panamericana 2. Umland, J. B. y Bellama, J. M. “Química General”. Editorial Thomson. Tercera edición, México 3. Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”. Prentice Hall. Hispanoamericana S.A. México 4. Burns. “Fundamentos de Química”. Prentice Hall 5. Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A. de C. V. México 6. Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGraw-Hill/Interamericana de España S.A.U. 1998