COMPORTAMIENTO DE LAS SOLUCIONES

Presentación del tema: "COMPORTAMIENTO DE LAS SOLUCIONES"— Transcripción de la presentación:

1 COMPORTAMIENTO DE LAS SOLUCIONES

2 ALGUNAS DEFINICIONES SOLUCIÓN: mezcla homogénea de dos o más componentes. En general podemos decir que las soluciones tienen –o pueden tener- las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. SOLVENTE (O DISOLVENTE): componente de una solución, que normalmente está en mayor cantidad SOLUTO: componente de una solución, que normalmente está en menor cantidad CASOS ESPECIALES: SOLUTO Y SOLVENTE EN EL HCl concentrado o el H2SO4 concentrado

3 Disolución de NaCl en agua

4 Ejemplo de soluciones Estado de la Estado del Estado del Ejemplo
solución disolvente soluto GAS GAS GAS AIRE LÍQUIDO LÍQUIDO GAS O2 en H2O LÍQUIDO LÍQUIDO LÍQUIDO ROH en H2O LÍQUIDO LÍQUIDO SÓLIDO SAL en H2O SÓLIDO SÓLIDO GAS H2 en Pd SÓLIDO SÓLIDO LÍQUIDO Hg en Ag SÓLIDO SÓLIDO SÓLIDO Ag EN Au

5 Soluciones y alimentos
Soluciones de Líquidos en Sólidos La mayoría de los geles como los flanes, budines y postres de gelatina son líquidos (normalmente agua o leche) en un sólido (proteína o almidón) Soluciones de Sólido en Sólido Las pasas de uva u otras frutas, como así también avellanas, trozos de nueces, etc en un budín, son un ejemplo de sólido disperso en otro sólido

6 Disolución de gases en líquidos
Mínimas interacciones soluto-soluto La solubilidad aumenta con la presión. La solubilidad disminuye con la temperatura. Mayor presión

7 Disolución de gases en líquidos
Todos los gases en agua se disuelven liberando calor. CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) CO2 (g) + H2O (l)  Solución + q

8 Gases - Solubilidad Solubilidad del CO2 es 33 mM a 25°C y 1 atm Solubilidad del O2 es mM a 25°C y 1 atm

9 . Fuerzas de dispersión London
Representación esquemática de dos dipolos instantáneos en una molécula homonuclear

10 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas Dipolo inducido Catión Interacción ion-dipolo inducido Dipolo inducido Dipolo Interacción dipolo-dipolo inducido

11 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión continua Polarización es la facilidad con que la distribución del electrón en el átomo o molécula puede distorsionarse La polarización aumenta con: mayor número de electrones más difusa la nube del electrón Las fuerzas de dispersión normalmente aumentan con la masa molar 11.2

12 Relación entre la solubilidad de un gas y la temperatura

13 Soluto-Solvente Mezclas Mezclas Homogéneas Heterogéneas (soluciones)
Gas Gas Líquido Sólido Líquido Sólido Mezclas Mezclas Homogéneas (soluciones) Heterogéneas Propiedades de las soluciones

14 Propiedades coligativas
Las propiedades macroscópicas de las soluciones, denominadas propiedades coligativas, sólo dependen del número de partículas del soluto disueltas, independientemente de la especie química.

15 Propiedades coligativas
Descenso de la presión de vapor Ascenso ebulloscópico Descenso crioscópico Presión osmótica

16 Descenso de la presión de vapor
Comienzo Más tarde

17 Observe la diferencia de presión que indica la columna de mercurio.
de vapor

18 Presión de vapor La presión de vapor es la presión ejercida por su vapor cuando el vapor y el líquido se encuentran en equilibrio dinámico a una temperatura dada.

19 DESCENSO RELATIVO DE LA PRESIÓN DE VAPOR
Este efecto es el resultado de dos factores: La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor

20 Descenso de la presión de vapor
Comienzo Más tarde

21 DESCENSO RELATIVO DE LA PRESIóN DE VAPOR
El descenso relativo de la presión de vapor es igual a la fracción molar del soluto en la solución Donde: “P0” = presión de vapor del solvente puro “P” = presión de vapor de la solución (ésta presión de vapor es la aportada por el solvente, ya que, en general, el soluto NO APORTA PRESIÓN DE VAPOR, Y SI LA APORTARA NO DEBE CONSIDERARSE.

22 Esta expresión se puede desarrollar de la siguiente forma:
De donde se obtiene que: como 1-X2 = X1 ya que X1+X2=1, RESULTA QUE Y FINALMENTE TENEMOS QUE ES LA EXPRESIÓN DE LA LEY DE RAOULT

23 Aplicaciones de la Ley de Raoult. DETERMINACIÓN DE MASAS MOLECULARES
pero si pero al ser n1 >>> n2, por lo tanto como además n=m/M (m=masa, M=masa molecular) DONDE: M1 = MASA MOLECULAR DEL SOLUTO M2 = MASA MOLECULAR DEL SOLVENTE m1 = MASA DEL SOLUTO EN LA SOLUCIÓN m2 = MASA DEL SOLVENTE EN LA SOLUCIÓN Por lo tanto, conociendo el descenso relativo de la Pv, las masas m1, m2 y la M1 (del solvente, podemos calcular la M2 de un soluto desconocido

24 Ley de Raoult La presión de vapor del solvente en presencia de un soluto es proporcional a la fracción molar del solvente. P1 = P° 1 Una solución que cumple la ley de Raoult a cualquier concentración es una solución ideal.

25 Soluciones ideales Las interacciones moleculares soluto: solvente son de igual magnitud a las solvente: solvente y las soluto:soluto El calor generado pos la mezcla es cero. El volumen final debe ser la suma de los iniciales. Todos sus componentes (soluto y solvente) cumplen la Ley de Raoult en todo el intervalo de concentraciones

26 Ley de Raoult P1 = P* 1

27 Mezcla de dos líquidos PA, puro Presión PB, puro
Fracción molar de A, A

28

29 Desviaciones de la Ley de Raoult
Desviación positiva A-B < A-A ó B-B Desviación Negativa A - B > A-A ó B-B

30

31

32 Disolución de gases en líquidos
Ley de Henry S = kH . P Se cumple para gases que no reaccionan con el solvente.

33 LEY DE HENRY La masa de gas disuelta por un volumen dado de solvente, a temperatura constante, es proporcional a la presión del gas en equilibrio con la solución. DE ACUERDO CON ESTA OBSERVACIÓN, SE PROPONE LA SIGUIENTE IGUALDAD: w = k . p donde “w” es al masa de gas disuelta por unidad de volumen de solvente a la presión “p” de equilibrio. Esta cantidad de masa de gas disuelta, si la solución es moderadamente diluida puede considerarse igual a la fracción molar de la sustancia disuelta, y por lo tanto se puede escribir: x2 = k’. p2 también: p2 = KH . X2 que es la expresión más conocida de la ley

34 EN GENERAL, DECIMOS QUE:
p2 = KH . X2 donde p2 es la presión que el gas ejerce sobre el sistema, KH es la constante de Henry (propia de cada sustancia) y x2 es la fracción molar del soluto (el gas) disuelto en la solución. Esta ley es válida para gases que se disuelven poco (O2, N2, etc.). Para otras moléculas (no sólo gaseosas), depende de varios factores, entre otros la concentración EN GENERAL, DECIMOS QUE: LEY DE RAOULT  VÁLIDA PARA EL COMPORTAMIENTO DEL SOLVENTE EN SOLUCIONES DILUIDAS LEY DE HENRY  VÁLIDA PARA EL COMPORTAMIENTO DEL SOLUTO EN SOLUCIONES DILUIDAS

35 Aplicación de la Ley de Henry para el sistema cloroformo-acetona

36 Aplicación de la ley de Henry
¿Que pasa cuando destapo una gaseosa? El aire y CO2 esta a una P saturada de vapor de agua. CO2 (g) + H2O  H2CO3 Cuando se destapa, la P de CO2 cae a 0,03 atm,  la solubilidad y por lo tanto el CO2 que sobre se escapa de la solución.

37 Aplicación de la Ley de Henry para el sistema éter-acetona

38 . Diagrama de fase del agua
Punto triple o Sólido Sólido, líquido y vapor en equilibrio Sólido y vapor en equilibrio Líquido y vapor en equilibrio Sólido y líquido en equilibrio Temperatura Presión de vapor Punto critico Presión

39 Ascenso ebulloscópico
 Te = Tf - Ti = ke m  Te = ke m ke = Constante molal de ascenso ebulloscópico Unidades = °C / molalidad = kg °C / mol

40 ASCENSO EBULLOSCÓPICO
Al descenso de la Pv le aplicamos la ecuación respectiva A su vez, a la curva le aplicamos Clausius-Clapeyron como TeT Te es la temp.de ebullición normal del solvente y T la nueva temperatura de ebullición El ln(1-X2) es una serie de potencias igual a

41 LUEGO pero como y si n1 >>>> n2 y por lo tanto
como Lv=lv.M1 expresando el calor molar En calor latente de vaporización por Gramo. La expresión queda:

42 y aplicando el concepto de molalidad donde: m (molalidad) = nº de moles/kg de solvente
m1(g) - m2/M2 1000g - m luego sustituyendo queda

43 Te = Ke.m por lo que podemos expresar, finalmente:
y como R es una constante, Te2 es constante, lv es constante y obviamente lo es 1000, las agrupamos y definimos otra constante Ke (constante ebulloscópica) por lo que podemos expresar, finalmente: Te = Ke.m

44

45 Descenso crioscópico  Tf = Ti - Tf = kf m  Tf = kf m

46

47 Agua Solución 1 Solución 2 Presión (atm) 1 100 374 Líquido Hielo Vapor
100 374 Temperatura (°C)

48 Tf = Kf.m DESCENSO CRIOSCÓPICO
Mediante consideraciones similares, podemos estudiar el DESCENSO CRIOSCÓPICO, y obtener una ecuación del tipo de la anterior: Tf = Kf.m y Kf es una constante que se expresa: (Tf=temperatura de fusión normal, lf=calor específico de congelación)

49 Algunos ejemplos de Kf y Ke
Disolvente Tf (ºC) kf Te (ºC) ke Agua 0,0 1,86 100 0,51 Ácido acético 17,0 3,90 118,5 2,93 Benceno 5,4 5,12 80,2 2,53 Tetracloruro de carbono - 22,8 31,8 76,8 5,02

50 Descenso crioscópico para algunas soluciones acuosas

51 Ósmosis El flujo de solvente desde una solución diluida hacia una solución más concentrada a través de una membrana semipermeable recibe el nombre de ósmosis. Una membrana semipermeable permite el pasaje de solvente y no de solutos.

52 Membrana semipermeable
Soluto Solvente Membrana semipermeable

53 ÓSMOSIS PRESIÓN OSMÓTICA

54 Presión osmótica Disolvente Presión =  Disolución Membrana semipermeable Niveles iguales Es la presión necesaria para detener el flujo de solvente.

55  =  =  = Presión osmótica PM2V n R T V C R T Ecuación de van’t Hoff
W2 R T PM2V  = n R T V  = C R T  = Ecuación de van’t Hoff

56

57 NaCl (s)  Na+ (ac) + Cl- (ac)
Disoluciones de sólidos iónicos en líquidos NaCl (s)  Na+ (ac) + Cl- (ac)

58 i = Factor i de Van’t Hoff Propiedad coligativa experimental
Propiedad coligativa teórica i =

59 Factor i de Van’t Hoff para distintos solutos en solución acuosa

60

61 ÓSMOSIS PRESIÓN OSMÓTICA
Pasaje espontáneo de solvente a una solución o de una solución diluida a una más concentrada, cuando ambos líquidos están separados por una membrana semipermeable (sólo permite el pasaje de las moléculas del solvente). PRESIÓN OSMÓTICA: Presión en exceso que debe aplicarse a una solución para impedir el pasaje hacia ella del solvente cuando los dos líquidos (solución y solvente) se encuentran separados por una membrana semipermeable. Analizamos el comportamiento de la presión osmótica a diferentes temperaturas y concentraciones

62 Osmosis A B PARA SOLUCIONES ACUOSAS (QUE SON LA GRAN MAYORÍA)
Difusión del agua a través, de una membrana semipermeable, desde una región de mayor concentración de agua hacia una región de menor concentración de agua. Mb semi-permeable A B 0.3 M 0.5 M H20 NaCl

63 Presión osmótica Es la presión necesaria para detener el flujo de agua a través de una membrana semipermeable. Fuerza necesaria para evitar la osmosis.

64 A temperatura constante, la variación de la presión osmótica con la concentración tiene el siguiente comportamiento: (P/C = ctte) a T ctte. Siendo C= n/V podemos escribir P.V/n = ctte a T ctte

65 Luego p= cte .C y luego (*) Que se expresa matemáticamente:
Recordando el tratamiento realizado para gases podemos escribir: y luego (*)

66 A concentración constante, la variación de la presión osmótica con la temperatura tiene el siguiente comportamiento: Luego p= cte . T

67 Despejando nos queda: (*) Igualando
las ecuaciones que tienen el (*) queda

68 En forma general decimos que P=c.R.T
Reordenando los términos Lo que permite expresar En forma general decimos que P=c.R.T

69 UNA ECUACIÓN QUE SE ‘ASEMEJA’ A LA ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES
y siendo c=n/V (número de moles en la unidad de volumen) se puede escribir P.=n/V.R.T o también que es la ley límite de van’t Hoff P.V = n.R.T P = n/V.R.T= c.R.T Donde “c” es molaridad UNA ECUACIÓN QUE SE ‘ASEMEJA’ A LA ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES

70 Morse y col. demostraron que la ecuación funciona mejor si en lugar de “molaridad” (M) se usa “molalidad” (m) Con ese criterio, la ecuación ES LA SIGUIENTE: P = m.R.T

71 Comparación de Presiones osmóticas
Esta comparación tiene que ver, por ej, con un líquido que se pone en contacto con una célula, de ahí que decimos que hay soluciones: isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica que la disolución de referencia hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica que la disolución de referencia hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica que la disolución de referencia

72

73 La membrana del eritrocito puede considerarse como una membrana semipermeable, que permite el paso del agua, pero no de las sales. En un medio isotónico (de igual presión osmótica), el eritrocito permanece inalterable. Si el eritrocito se introduce en agua destilada o en un medio hipotónico el agua atravesará la membrana hacia el citoplasma, con lo que aumenta el volumen celular, distendiendo la membrana hasta que llega un punto en que ésta se rompe (pincha en el icono "Actualizar" del navegador y observa la figura de la derecha). Este fenómeno se conoce con el nombre de hemolisis. Si el eritrocito se pone en un medio hipertónico (de mayor presión osmótica), el agua sale del eritrocito hacia el exterior, con lo cual su volumen disminuye, y la membrana se retrae, de forma que ofrece al microscopio un aspecto estrellado.

74 medio isotónico medio hipotónico medio hipertónico

75 i = Mefectiva o experimental o real/Maparente o teórica o ideal
DESVIACIONES DEL COMPORTAMIENTO IDEAL Todas las propiedades coligativas presentan desviaciones respecto de los valores esperados. Esto se observa en soluciones de ácidos, bases y sales, es decir todas aquellas que generan en solución iones al disociarse. Es por ello que debe considerarse el número de iones presentes, recordando que las propiedades coligativas son aquellas que dependen del “número de partículas” y no de su calidad. van’t Hoof trabajando con presiones osmóticas encontró que las P medidas eran mayores dos y tres veces que las esperadas por lo que introdujo un factor “i” (llamado por su nombre) que se “entiende” como el número de iones en solución de la sustancia que hace las veces de soluto i = Mefectiva o experimental o real/Maparente o teórica o ideal

76 El valor límite del factor “i” es la suma del número de iones en que se disocia la sustancia.
Ej. para NaCl será 2, para FeCl3 será 4 Pero esos valores se deben aplicar para soluciones diluidas, ya que en otras condiciones no son correctos, ej. para el NaCl con m = 0,05 molal, i = 1,90 y para m = 0,1 molal, i = 1,87. Esto indica que las atracciones eléctricas entre iones de carga opuesta impiden su “movilización”

77 Te = Ke.i.m Tf = Kf.i.m P = i.m.R.T
Expresiones de las propiedades coligativas tomando en cuenta el factor “i” P = i.m.R.T Te = Ke.i.m Tf = Kf.i.m

78 Interrelación de propiedades coligativas
Al estar todas las propiedades relacionadas por la molalidad, dos soluciones que tengan igual presión osmótica deberán tener igual descenso crioscópico y ascenso ebulloscópico (no consideramos el descenso relativo) P = m.R.T Te = Ke.m Tf = Kf.m Si relacionamos el descenso crioscópico con la presión osmótica a través de sus ecuaciones y del factor común “m” (Tf = Kf.m con P = m.R.T) y considerando que la solución está a 00C en solución acuosa (Kf = 1,86) queda:

79 siendo la expresión final

80 Aplicaciones Determinación de masas moleculares por osmometría. Sobre todo de moléculas con elevadas masas moleculares, (macromoléculas biológicas). Ósmosis inversa: desalinización.

81 Otras aplicaciones Medida de los PM de sustancias complejas, como proteínas, hidratos de carbono y polímeros diversos. Ello se debe a que como son sustancias con muy alto PM y baja solubilidad las fracciones molares son muy pequeñas y por lo tanto muy bajos los cambios de presiones de vapor. Luego la ebulloscopía y la crioscopía no son métodos aplicables. Pero las Presiones osmóticas, son los suficientemente elevadas como para medirse.

82 SOLUCIONES GASEOSAS: la mezcla de gases será siempre una solución
SOLUCIONES LÍQUIDAS: se forma al disolver en un líquido (generalmente agua) sustancias (en cualquiera de los estados de la materia) SOLUCIONES SÓLIDAS: aquellas en que un componente se halla disperso al azar en otro. Las aleaciones son, en general, soluciones sólidas. Ej. Latón (cobre+zinc, donde el cobre es un retículo cúbico centrado en las caras donde se reemplazan algunos átomos por Zn) Otro ej: los aceros (Fe y C) No todas las aleaciones son soluciones sólidas: algunas son mezclas heterogéneas de cristales minúsculos como sucede con MgCu2 que es un verdadero compuesto intermetálico

83 TIPOS Y EJEMPLOS DE SOLUCIONES
Soluto-Solvente Ejemplo Gas- Gas todas las mezclas de gases (aire) Gas-Líquido CO2 en agua (soda) Gas-Sólido hidrógeno en platino Líquido-Líquido alcohol en agua Líquido-Sólido mercurio en cobre Sólido-Sólido oro en platino Sólido-Líquido sal de mesa en agua

84 Soluciones y alimentos
Soluciones Gas-Gas: Los olores son producidos por compuestos gaseosos los que se volatilizan en el medio ambiente. Estos gases en general, son invisibles a los ojos. Soluciones de Líquido-Gas: Al calentar agua en una olla, se forma vapor, que es visible a simple vista. Este vapor es un ejemplo de un líquido (realmente “gotitas de agua) en un gas (aire). El vapor de agua se usa para la preparación de alimentos al vapor. Soluciones de Sólido-Gas: El humo del Nogal norteamericano es un sólido en gas (el aire). Aunque el humo no es una comida, es usado para condimentar las comidas y ayudar a conservarlas. Soluciones de Gas en Líquido Soda (CO2 en H2O) y otras bebidas gaseosas. El gas, bajo presión, no es visible, sin embargo, cuando la presión está reducida las burbujas pueden verse y dispersarse en la atmósfera.

85 Interpretación DEL DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LAS SOLUCIONES El soluto dificulta la salida de las moléculas de disolvente hacia el vapor

86 Ley de Raoult Presión de vapor 1 P° disolvente P1 = P° 1

87 Ley de Raoult: comportamiento ideal
SISTEMA DE MOLÉCULAS “A” y “B” CON SIMILARES (MUY SEMEJANTES) ESTRUCTURAS, QUE CUMPLEN LA LEY DE RAOULT EN TODAS LAS CONCENTRACIONES Y A CIERTAS TEMPERATURAS EJS BENCENO-TOLUENO Cl4C – Cl4Si

88 Ley de Raoult: desviaciones positivas
SISTEMA DE MOLÉCULAS A y B DONDE “A” ATRAE DE PREFERENCIA A “B” Y VICEVERSA EJS: ACETONA – ETER Cl4C – CH3OH

89 Ley de Raoult: desviaciones positivas

90 Suero fisiológico Importancia en los seres vivos:
Paredes celulares actúan como membranas semipermeables: permiten el paso de moléculas pequeñas (agua, moléculas de nutrientes) pero no de grandes (enzimas, proteínas, ...). Disolución isotónica (misma p que los fluidos intracelulares de los glóbulos) Disolución hipotónica (menor p, entra agua y puede causarla ruptura: hemólisis) Disoluc. hipertónica (mayor p sale agua: crenación) Suero fisiológico

91 Suero fisiológico Importancia en los seres vivos:
Paredes celulares actúan como membranas semipermeables: permiten el paso de moléculas pequeñas (agua, moléculas de nutrientes) pero no de grandes (enzimas, proteínas, ...). Disolución isotónica (misma p que los fluidos intracelulares de los glóbulos) Disolución hipotónica (menor p, entra agua y puede causarla ruptura: hemólisis) Disoluc. hipertónica (mayor p sale agua: crenación) Suero fisiológico

92 Ascenso Ebulloscópico
Vapor Líquido ke = constante molal de ascenso ebulloscópico para H2O: 0.51 Kg/(mol.l-1)

93 Tf = Kf.m DESCENSO CRIOSCÓPICO
Mediante consideraciones similares, podemos estudiar el DESCENSO CRIOSCÓPICO, y obtener una ecuación del tipo de la anterior: Tf = Kf.m y Kf es una constante que se expresa: (Tf=temperatura de fusión normal, lf=calor específico de congelación)

94 ADEMÁS DEBEMOS ADICIONAR EL EFECTO DE LA ATRACCIÓN
DE LAS PARTÍCULAS DEL DISOLVENTE POR LAS DEL SOLUTO (CASO DE LOS IONES CON EL AGUA)