Disoluciones Tema 8 Química General e Inorgánica A Química General e Inorgánica I Química General

8.1 Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias El soluto es la sustancia que se encuentra en menor cantidad (pueden estar presentes varios solutos) El disolvente (dispersante) es la sustancia que está en mayor cantidad El soluto se dispersa en el disolvente. No hay reacción química disolución solutodisolvente

8.2 Participan tres tipos de interacciones en el proceso de disolución: interacción disolvente-disolvente interacción soluto-soluto interacción disolvente-soluto Disolvente Disolución Soluto Etapa 1 Etapa 2 Etapa 3

Naturaleza química → polaridad 8.3 1) Propiedades del disolvente Compuestos iónicos (una sal como NaCl en agua se disocia en sus iones: Na + y Cl - ) Compuestos polares (agua, halogenuros de hidrógeno) Compuestos no polares (CH 4, CCl 4 )   momento dipolar (  ) ≠ 0 polar C H H HH  = 0 no polar NaCl

Dos sustancias con fuerzas intermoleculares similares se disuelven entre sí. Por lo tanto, serán miscibles las sustancias que posean polaridades semejantes moléculas no polares se disuelven en los disolventes no polares CCl 4 en CH 4 moléculas polares se disuelven en disolventes polares HBr (g) en H 2 O los compuestos iónicos se disuelven mejor en los disolventes polares (por ejemplo en el agua) NaCl en H 2 O o NH 3 (l) 8.4 “lo semejante disuelve lo semejante”

Ejemplos: - la solubilidad de NaCl es 35,7 g en 100 ml de agua a 0 0 C - la solubilidad de PbSO 4 es 4,3x10 -3 g en 100 g de agua a 25 0 C 8.5 Solubilidad - es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura determinada Cuando una sustancia sólida se disuelve en agua → el soluto es soluble Cuando una sustancia sólida NO se disuelve en agua → el soluto es insoluble 2) Propiedades del soluto agitación tamaño de los cristales temperatura Factores que modifican la velocidad de disolución

Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25 0 C Compuestos solublesExcepciones Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH 4 + NO 3 -, HCO 3 -, ClO 3 - Cl -, Br -, I - Halogenuros de Ag +, Tl 1+, Pb 2+ SO 4 2- Sulfatos de Ag +, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Hg 2+, Pb 2+ Compuestos insolublesExcepciones CO 3 2-, PO 4 3-, CrO 4 2-, S 2- compuestos que contengan iones de metales alcalinos y NH 4 + OH - Compuestos que contengan iones de metales alcalinos, Ba 2+ y NH

la naturaleza química del soluto y del disolvente temperatura presión 8.7 Factores que afectan a la solubilidad Recordemos que la solubilidad se define como la máxima cantidad de un soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura específica Temperatura y solubilidad La temperatura afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias solubilidad de gases solubilidad de sólidos

La solubilidad de los gases y la temperatura La solubilidad de un gas normalmente disminuye a medida que aumenta la temperatura 8.8 Solubilidad Temperatura

La dependencia de la solubilidad de un sólido con la temperatura es variable 8.9 En la mayoría de los casos, aunque no en todos, la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura Por ejemplo: la solubilidad de NaNO 3 aumenta rápidamente con la temperatura, mientras que la de NaBr casi no cambia La solubilidad de los sólidos y la temperatura

8.10 Presión y solubilidad La presión externa no tiene influencia sobre las solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta enormemente la solubilidad de los gases Disolución de un gas en un líquido - un gas no puede disolverse ilimitadamente en un líquido - la solubilidad de un gas depende de la temperatura y de la presión - la solubilidad de un gas en un líquido disminuye con el aumento de la temperatura - la solubilidad de un gas en un líquido aumenta con el aumento de la presión P (mm Hg) S oxígeno (g/L)

8.11 La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución Ley de Henry → c  P c = concentración menor P menor c mayor P mayor c 1 2 La solubilidad de los gases y la presión

3) Propiedades de la solución Concentración La concentración de una disolución indica la relación que existe entre la cantidad de soluto y disolvente Solución concentrada La relación soluto/disolvente es relativamente grande, se ha disuelto gran cantidad de soluto Solución diluida La relación soluto/disolvente es relativamente pequeña, se ha disuelto poca cantidad de soluto Otra clasificación: “En base a la capacidad de la solución para disolver a un soluto” Una solución saturada contiene la máxima cantidad de soluto que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura determinada 8.12

Una solución no saturada contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver Una solución sobresaturada contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada. No son muy estables En una solución sobresaturada de acetato de sodio al agregar un pequeño cristal como semilla, se forman rápidamente cristales de acetato de sodio que se separan de la disolución 8.13 Solubilidad de un soluto en agua - es la cantidad de soluto necesaria para obtener una solución saturada en 100 gramos de agua a una temperatura determinada

Unidades de concentración Para realizar el estudio cuantitativo de una solución se determina su concentración 8.14 La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad definida de solución (o contenido en una determinada cantidad de disolvente) Unidades físicasUnidades químicas % P/PM (molaridad) % P/VX (fracción molar) % V/VN (normalidad) m (molalidad) solubilidad: cantidad necesaria de soluto para formar una solución saturada en 100 g de disolvente a una temperatura determinada

Concentración en unidades físicas % P/P solución = x 100% masa de soluto masa de solución Porcentaje peso en peso (% P/P) - % P/P solución: son los gramos de soluto puro en 100 g de solución gramos de soluto gramos de solución masa solución = masa soluto + masa disolvente

Ejemplo Calcule la concentración expresada en % P/P de la solución resultante de mezclar 5,5 g de NaOH con 55,5 g de agua 9,9 g de NaOH (soluto) / 100 g de solución g de solución ______________ 5,5 g de soluto 100 g de solución __________ x = 9,9 % P/P masa solución = 5,5 g NaOH + 55,5 g H 2 O = 61 g de solución masa solución = masa soluto + masa disolvente

Ejemplo Se prepara una solución disolviendo 30 g de NaCl en 110 g de agua. El volumen final obtenido es 126 mL. Calcular la concentración de la solución en % P/V Porcentaje peso en volumen (% P/V) 126 mL de solución ______________ 30 g de soluto (NaCl) 100 mL de solución __________ x = 23,81 % P/V - % P/V solución: son los gramos de soluto puro en 100 mL de solución 23,81 g de NaCl (soluto) / 100 mL de solución

Ejemplo Calcule la concentración de una solución que contiene 50 mL de alcohol y cantidad suficiente de agua hasta un volumen final de 400 mL Porcentaje volumen en volumen (% V/V) 400 mL de solución ______________ 50 mL de soluto (alcohol) 100 mL de solución __________ x = 12,5 % V/V - % V/V solución: es la cantidad en mililitros de soluto puro en 100 mL de solución 12,5 mL de alcohol (soluto) / 100 mL de solución

M = n o moles de soluto V solución (litros) Molaridad (M) Es el número de moles de soluto en un litro de solución 8.19 Concentración en unidades químicas Una solución 1,46 M de glucosa contiene: 1,46 moles de soluto (glucosa) en 1 L de solución 0,73 moles de soluto (glucosa) en 500 mL de solución La concentración es una propiedad intensiva, su valor no depende de la cantidad de solución M = 1,46 mol 1 L = 1,46 mol/L M = 0,73 mol 0.5 L = 1,46 mol/L

8.20 n o de equivalentes (n eq ) = masa Peso equivalente Normalidad (N) Es el número de equivalentes químicos de un soluto en un litro de solución N = n o de equivalentes de soluto V solución (litros) [ = ] g g / equiv [ = ] equiv equiv litro [ = ] Ejemplo: Calcule la molaridad de una solución de HCl que contiene 30 g de ácido en 700 mL de solución n o de moles = masa (soluto) PM (soluto) = 30 g de HCl 36,5 g/mol = 0,82 moles M = 0,82 mol 0,7 L = 1,17 mol/L = 1,17 M

PEq ácido = PM (ácido) número de hidrógenos ácidos 8.21 PEq HNO 3 = 63,01 g (PM HNO 3 ) 1 = 63,01 g HNO 3 PEq base = PM (base) número de hidroxilos PEq Fe(OH) 3 = 106,87 g [PM Fe(OH) 3 ] 3 = 35,62 g Fe(OH) 3 Peso equivalente (PEq)

8.22 Ejemplo: Calcule la normalidad de una solución formada por 19,6 g de H 3 PO 4 en suficiente cantidad de agua como para formar 300 mL de solución N =N = n o de equivalentes de soluto / V solución (litros) n o de equivalentes = masa / Peso equivalente PEq ácido = PM ácido / n o de hidrógenos ácidos 1) PEq H 3 PO 4 = = 32,7 g/equiv 98 g/mol 3 eq/mol 2) n eq = = 0,599 equiv 19,6 g 32,7 g/equiv = 2 N3) N =N = 0,599 equiv. de soluto / 0,3 L

Molaridad (M) y Normalidad (N) M [=] mol/L N [=] equiv/L para un ácido N = M H + para una base N = M OH - H + es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácidoprotonesmolécula OH – es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la basehidroxilosmolécula Ejemplos Una disolución 1 M de HCl cede 1 H +, es una disolución 1 NHClH + Una disolución 1 M de Ca (OH) 2 cede 2 OH –, es una disolución 2 NCa (OH) 2OH –

8.23 La suma de las fracciones molares de una solución es igual a la unidad Fracción molar (  ) Es una cantidad adimensional que expresa la relación del número de moles (n) de un componente de una solución con el número de moles de todos los componentes presentes  soluto +  disolvente = 1 Ejemplo: Calcule la fracción molar de cada uno de los componentes de una solución formada por 15 g de agua y 15 g de acetona (CH 3 -CO-CH 3 ) n s + n d = 0,83 moles + 0,26 moles = 1,09 moles  agua = 0.83 / 1,09 = 0,76  acetona = 0,26 / 1,09 = 0,24 2) n o de moles (n) = masa PM 1) n acetona = 15 g 58 g.mol -1 = 0,26 moles n agua = 15 g 18 g.mol -1 = 0,83 moles  disolvente = ndnd n s + n d  soluto = nsns n s + n d

8.24 Ejemplo: calcule la molalidad de una solución acuosa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ) que contiene 142 g de la sal en 1000 g de agua Molalidad (m) Es el número de moles de soluto en un kilo de disolvente m = n o moles de soluto masa disolvente (kg) n o de moles = masa / PM = 142 g / 142 g = 1 mol m = 1 mol / 1 kg = 1 mol/kg Para preparar una solución acuosa de sulfato de sodio 1 molal (1 m), hay que disolver 142 g (1 mol) de la sal en 1000 g (1 kg) de agua ¿Qué unidad de concentración elegir?

8.25 Cómo preparar una solución de concentración conocida Marca que muestra el volumen (matraz de 100 mL) Menisco

Dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una solución menos concentrada a partir de una más concentrada Dilución Solvente adicionado Moles de soluto antes de la dilución (n inicial ) Moles de soluto después de la dilución (n final ) = MiViMiVi MfVfMfVf = 8.26

¿Cómo prepararía 60 mL de HNO M a partir de una solución existente de HNO 3 4 M? M i V i = M f V f M i = 4 M f = 0.2V f = 0.06 L V i = ? L 8.27 Vi =Vi = MfVfMfVf MiMi = 0.2 x = L = 3 mL 3 mL de ácido + 57 mL de agua= 60 mL de solución los volúmenes se expresan en LITROS

Electrólito fuerte: se disocia totalmente NaCl (s) Na + (ac) + Cl - (ac) H2OH2O Electrólito débil: se disocia parcialmente CH 3 COOH CH 3 COO - (ac) + H + (ac) Solución electrolítica es una solución que conduce la corriente eléctrica hay cationes (+) y aniones (-) en la solución 8.28 Ejemplos: compuestos iónicos (sales, hidróxidos, ácidos) y algunos halogenuros de hidrógeno (HCl) El soluto de una solución electrolítica se llama electrólito

Hidratación es el proceso en el que un ión se rodea de moléculas de agua evitando que los cationes se combinen con los aniones Na + (ac) Cl - (ac)   H2OH2O 8.29

8.30 C 6 H 12 O 6 (s) C 6 H 12 O 6 (ac) H2OH2O No electrólitoElectrólito débilElectrólito fuerte (NH 2 ) 2 CO (urea)CH 3 COOHCompuestos iónicos CH 3 OH (metanol)HFHCl C 2 H 5 OH (etanol)HNO 2 HNO 3 C 12 H 22 O 11 (sacarosa)H2OH2OHClO 4 NaOH Solución no electrolítica es una solución que NO conduce la corriente eléctrica NO HAY cationes (+) y aniones (-) en la solución no electrólitoelectrólito débilelectrólito fuerte

Propiedades coligativas Propiedades coligativas son propiedades que dependen del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto Disminución de la presión de vapor (  P v ) 3- Aumento de la temperatura de ebullición (  T eb ) 2- Disminución de la temperatura de congelación (  T c o  T f ) 4- Presión osmótica (  ) MAS moléculas de soluto → MAYOR concentración → MAYOR efecto en las propiedades coligativas

Ecuación general 8.32 depende del soluto PC = i K C depende del disolvente depende de la solución Donde: i: factor de Van’t Hoff K: constante C: concentración (m = molalidad)

8.33 Factor de Van’t Hoff (i) Cuando el soluto es un electrólito fuerte i representa el número de iones en que se disocia el soluto Ejemplos: NaCl → i = 2 → 1 Na + y 1 Cl - BaCl 2 → i =3 → 1 Ba 2+ y 2 Cl - Para solutos no electrólitos → i = 1 Ejemplos: etilenglicol, glicerina, glucosa, etc.

Disminución de la presión de vapor (  P v )  P v = P v 0 - P v P v 0 > P v  P v > 0 P v 0 es la presión de vapor del disolvente puro P v es la presión de vapor de la solución K pv constante molal de la disminución de la presión de vapor 8.34  P v = i K pv m ¿Porqué es menor la presión de vapor de la solución? El descenso de la presión de vapor de una solución con respecto a la presión de vapor del disolvente puro se calcula:

Presión de vapor de un líquido es proporcional al número de moléculas en la fase vapor 8.35 SOLUCIÓN DISOLVENTE PURO MENOR número de moléculas en fase vapor P v solución < P v 0 disolvente puro agua menor superficie libre Presión de vapor es la máxima presión que ejerce el vapor de un líquido encerrado en un recipiente, a una determinada temperatura menor número de moléculas en la fase vapor menor presión de vapor de la solución

8.36 Ejemplo Calcular la presión de vapor de una solución azucarada 0,2 m, si la presión de vapor del disolvente puro a 28 0 C es de 28,35 torr (K pv = 0,51 torr.kg.mol -1 )  P v = i K pv m solución azucarada es no electrólito → i = 1  P v = 0.51 torr.kg.mol -1 x 0.2 mol.kg -1 = 0.10 torr  P v = P v 0 – P v = 0.10 torr P v = P v 0 –  P v = torr – 0.10 torr = torr

Disminución de la temperatura de congelación (  T c o  T f ) 8.37  T c = i K c m K c constante molal de la disminución del punto de congelación  T c = T c 0 - T c T c 0 > T c  T c > 0 T c 0 es la temperatura de congelación del disolvente puro T c es la temperatura de congelación de la solución ¿Porqué es menor la temperatura de congelación de la solución? El descenso de la temperatura de congelación de una solución con respecto a la del disolvente puro se calcula:

8.38 Ejemplo 1 P ara una solución acuosa 0.01 molal de etilenglicol, ¿cuál será la temperatura de congelación de la misma? (K C agua = C.kg/mol)  T c = T c 0 - T c  T c = i K c m etilenglicol es no electrólito → i = 1  T c = C.kg/mol x 0.01mol/kg = C C = 0 0 C - T c T c = C T c = 0 0 C C → El anticongelante etilenglicol disminuye el punto de congelación del agua del motor

Ejemplo 2 En ciertos países el cloruro de sodio, el cloruro de calcio y la urea (NH 2 CONH 2 no-electrólito), se usan para fundir el hielo de calles y carreteras. Cuál es el efecto que producen? NaCl y CaCl 2 son sales → electrólitos urea → no electrólito Todos disminuyen la temperatura de congelación del agua que permanecerá líquida a temperaturas menores a 0 0 C El mayor descenso en la temperatura de congelación se conseguirá con el compuesto que tiene tiene mayor valor de “i” (mayor número de partículas en la solución)  T c = i K c m CaCl 2 i = 3 NaCl i = 2 urea i =

Disminución del punto de congelación  T c = T c – T c 0 T c > T c 0  T c > 0 T c es el punto de congelación del disolvente puro 0 T c es el punto de congelación de la disolución Líquido Vapor Presión Sólido Temperatura Punto de congelación de la disolución Punto de congelación del agua Punto de ebullición del agua Punto de ebullición de la disolución 8.40

Aumento de la temperatura de ebullición (  T eb )  T eb = i K eb m K eb constante molal de ascenso del punto de ebullición  T eb = T eb – T eb 0 T eb > T eb 0  T eb > 0 T eb 0 es la temperatura de ebullición del disolvente puro T eb es la temperatura de ebullición de la solución ¿Porqué es mayor la temperatura de ebullición de la solución? El ascenso de la temperatura de ebullición de una solución con respecto a la del disolvente puro se calcula: Las soluciones tienen temperaturas de ebullición más altas que los disolventes puros 8.41

Punto de ebullición o temperatura de ebullición (T eb ) Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido iguala a la presión atmosférica SOLUCIÓN DISOLVENTE PURO P v solución < P v 0 disolvente puro T eb solución > T eb 0 disolvente puro Presión de vapor   número de moléculas en fase vapor agua 8.42

Ejemplo: para una solución acuosa 0.06 molal de etilenglicol, ¿cuál será la temperatura de ebullición de la misma? (K eb agua = C.kg/mol)  T eb = i K eb m  T eb = Ckg/mol x 0.06mol/kg = C C = T eb C T eb = C T eb = C C →  T eb = T eb – T eb

¿Cuál es el punto de ebullición de una solución acuosa 5 molal de etilenglicol? K eb agua = C.kg/mol  T eb = i K eb m  T eb = C.kg/mol x 5 mol/kg = C C = T eb C T eb = C T eb = C C →  T eb = T eb – T eb 0 MAYOR concentración de la solución → MAYOR Temperatura de ebullición La concentración de la solución afecta a todas las propiedades coligativas!!! 8.44

Elevación del punto de ebullición  T eb = T eb – T eb 0 T eb > T eb 0  T eb > 0 T eb es el punto de ebullición del disolvente puro 0 T eb es el punto de ebullición de la disolución Vapor Líquido Temperatura Presión Punto de congelación de la solución Punto de congelación del agua Punto de ebullición del agua Punto de ebullición de la disolución Sólido 8.45

Presión osmótica (  ) Osmosis es el paso selectivo de moléculas de disolvente a través de una membrana semipermeable Una membrana semipermeable permite el paso de moléculas del disolvente pero impide el paso de moléculas del soluto Presión osmótica (  ) es la presión requerida para detener el proceso de ósmosis disolución diluida disolución concentrada Presión osmótica Membrana semipermeable 8.46

más diluido más concentrado El flujo neto del disolvente se desplaza desde el recipiente de la izquierda (disolvente puro) al de la derecha (disolución )  = i K  m Transferencia neta del disolvente Donde: i: factor de Van’t Hoff K  : constante molal m: molalidad de la solución La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de la disolución 8.47

Comportamiento de una célula: disolución isotónica disolución hipotónica disolución hipertónica Moléculas de agua Moléculas de soluto = concentración = presión osmótica < concentración < presión osmótica > concentración > presión osmótica 8.48

El oso POLAR, porqué se llama así?