Tema 7 Soluciones Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc.  Permission required for reproduction or display.

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto son la o las sustancias presentes en cantidades más pequeñas. El disolvente es una sustancia presente en cantidad más grande. SOLUCIÓN SOLVENTE SOLUTO EJEMPLO LÍQUIDA LÍQUIDO GAS BEBIDA GASEOSA ALCOHOL EN AGUA SÓLIDO SAL EN AGUA GASEOSA AIRE AIRE HÚMEDO YODO SUBLIMADO EN AIRE SÓLIDA HIDRÓGENO EN PLATINO MERCURIO EN ORO ALEACIONES

SOLUCIÓN = SOLUTO + SOLVENTE SOLUCIÓN = SOLUTO + SOLVENTE La igualdad anterior es siempre válida para la masa: MASA SOLUCIÓN = MASA SOLUTO + MASA SOLVENTE Por ejemplo: Por ejemplo 20 g de limón mezclados con 250 g de agua forman 270 g de limonada = + SOLUCIÓN = SOLUTO + SOLVENTE 270 g 20 g 250 g

Una solución saturada contiene la máxima cantidad de un soluto que se disolverá en un disolvente en particular, a una temperatura específica. Una solución no saturada (insaturada) 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. En una solución sobresaturada de acetato de sodio, al agregar un pequeño cristal como semilla se forman rápidamente cristales de acetato de sodio.

Temperatura y solubilidad La solubilidad de sólidos y la temperatura La solubilidad es la maxima cantidad de soluto que puede disolverse en determinada cantidad de disolvente a una temperatura especifica.

Temperatura y solubilidad La solubilidad de los gases y la temperatura La solubilidad normalmente disminuye a medida que aumenta la temperatura Solubilidad Temperatura 12.4

“lo semejante disuelve lo semejante” Es probable que dos sustancias con fuerzas intermoleculares similares sean solubles en cada una de las otras. moléculas no polares son solubles en los disolventes no polares CCl4 en C6H6 moléculas polares son solubles en disolventes polares C2H5OH en H2O los compuestos iónicos son más solubles en los disolventes polares NaCl en H2O o NH3 (l)

Unidades de concentración El estudio cuantitativo de una disolución requiere que se conozca su concentración. La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de una solución. Hay varias maneras de expresar la concentración cuantitativamente, basándose en la masa, el volumen, o ambos. 12.3

Unidades de concentración la concentración de la disolución puede expresarse como: -Porcentaje masa-masa (% m/m) -Porcentaje volumen-volumen (% V/V) -Porcentaje masa-volumen (% m/V) - Fraccion molar (Xa) -Molaridad -normalidad - Molalidad En concentraciones muy pequeñas: - Partes por millón (PPM) - Partes por billón (PPB) -Partes por trillón (PPT)

Unidades de concentración LAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN SE CLASIFICAN EN : 1.- UNIDADES FÍSICAS O PORCENTUALES 2.- UNIDADES QUÍMICAS O MOLARES UNIDADES PORCENTUALES SON: %MASA/MASA % MASA/VOLUMEN % VOLUMEN/ VOLUMEN

Unidades de concentración

Unidades de concentración Porcentaje en masa (% peso/ peso): x 100% masa de soluto masa de soluto + masa de disolvente % en masa =

Unidades de concentración Ejemplo: Una muestra de 0.892 g de cloruro de potacio (KCl) se disuelve en en 54.6 g de agua. Cual es el porcentaje en masade KCl en esta disolucion?

Unidades de concentración Ejemplos: ¿Cuántos gramos de glucosa hay en 250 mL de una disolución acuosa de glucosa del 2,0% en masa que tiene una densidad de 1,02 g/mL? ¿Qué volumen de una disolución acuosa de glucosa del 2,0% en masa de densidad 1,02 g/mL contiene 5,1 g de glucosa?

Unidades de concentración Porcentaje en volumen: Calcular la concentración en volumen de una solución alcohólica, que contiene 15 ml de alcohol disueltos en 65 ml de solución. X = 15 * 100 = 23 %v/v 65 12.3

Unidades de concentración Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / volumen de una solución formada por 80 [ g ] de soluto disueltos en 500 [ mL ] de solución 80 ( P / V ) = ————– x100 = 16 % 500 12.3

Unidades de concentración UNIDADES QUÍMICAS O MOLARES Molaridad (M) M = moles de soluto litros de solución Molalidad (m) m = moles de soluto Masa de disolvente (kg) Normalidad (N) N = #equivalentes-g Litros de solucion

Ejemplo calculo de Molaridad

Ejemplo calculo de Molaridad Determine la molaridad de una solución de carbonato de sodio que se ha preparado disolviendo 5.02 g de carbonato de sodio (NaCO3) hasta un volumen de 200mL de solución. 3

Ejercicios en clase ¿Cuáles son las fracciones molares de alcohol isopropílico y agua en una solución que contiene 65.0 g de alcohol isopropílico, C3H7OH, disueltos en 35.0 g de agua?

Ejercicio: Se prepara una mezcla con 30 g de Etanol (C2H5O) y 400 g de agua ¿Cuál es su molalidad?

Peso Equivalente: Se define como el peso de un equivalente. Peq = g/eq

Si son ácidos: Peso fórmula No. de H+ sustituibles Peso Equivalente: Si son ácidos: Peso fórmula No. de H+ sustituibles Si son bases: Peso fórmula No. de OH- Si son sales: Peso fórmula No. cargas + (QUE POSEE EL METAL DE LA SAL)

Calcule el peso equivalente de los siguientes ácidos: HNO3 H2SO4 H3PO4

HNO3= Peso equivalente= 63.02g/mol =63.02 g/eq 1 eq/mol b)H2SO4= Peso equivalente= 98.08g/mol =49.01 g/eq 2 eq/mol c)H3PO4= Peso equivalente= 97.99g/mol =32.66 g/eq 3 eq/mol

Calcule el peso equivalente de las siguientes bases: KOH Ni(OH)3 Sn(OH)4

a) KOH = Peso equivalente= 56.11g/mol =56.11 g/eq 1 eq/mol b) Ni(OH)3 =Peso equivalente=109.73g/mol=36.58 g/eq. 3 eq/mol c)Sn(OH)4 Peso equivalente= 186.72g/mol=46.68 g/eq 4 eq/mol

a) KOH = Peso equivalente= 56.11g/mol =56.11 g/eq 1 eq/mol b) Ni(OH)3 =Peso equivalente=109.73g/mol=36.58 g/eq. 3 eq/mol c)Sn(OH)4 Peso equivalente= 186.72g/mol=46.68 g/eq 4 eq/mol

Calcule el peso equivalente de las siguientes sales: ZnSO4 NaCl Ca3(PO4)2

d) ZnSO4= Peso equivalente= 161.43g/mol =80.71 g/eq 2 eq/mol e) NaCl =Peso equivalente=58.44g/mol=58.44 g/eq. 1 eq/mol f) Ca3(PO4)2= Peso equivalente= 310.19g/mol=51.70 g/eq 6 eq/mol

Calcule la N de una solución de Ca(OH)2 que posee 2 Calcule la N de una solución de Ca(OH)2 que posee 2.6g de soluto en 350ml de solución. Peq= 74.10 g/mol = 37.05g/eq 2eq/mol No. de Eq de Soluto= 1eq X 2.6g = 0.070 Eq 37.05g N= 0.07eq = 0.2N 0.35 L

Propiedades coligativas de soluciones de no electrólitos Propiedades coligativas son propiedades de las disoluciones que dependen sólo del número de partículas de soluto en la disolución y no en la naturaleza de las partículas del soluto. Disminución de la presión de vapor P1 = X1 P 1 Elevación del punto de ebullición DTb = Kb m Disminución del punto de congelación DTf = Kf m Presión osmótica (p) p = MRT 12.6

Presión de vapor (tendencia a evaporarse) Presión de vapor de una sustancia a una T dada Presión que tiene el vapor de dicha sustancia cuando está en equilibrio con la misma sustancia líquida (o sólida) a esa temperatura Presión de vapor de una disolución a una T dada Presión que tiene el vapor formado por los componentes volátiles de dicha disolución cuando está en equilibrio con la disolución a esa temperatura vapor: D(gas) D(gas) D(líq) D+soluto(líq) líquido: Presión de vapor: de un disolvente D puro de una disolución de D y solutos no volátiles Química (1S, Grado Biología) UAM 2. Disoluciones [Lectura: Petrucci 14.6]

Presión de vapor de una disolución de disolvente volátil y solutos no volátiles Disminuye proporcionalmente a la fracción molar del disolvente (Ley de Raoult) La tendencia a evaporarse de una disolución disminuye en la misma proporción en que lo haga la fracción molar del disolvente vapor: D(gas) D(gas) disolución diluida disolvente puro D(líq) D+soluto(líq) líquido: Presión de vapor: de un disolvente D puro de una disolución de D y solutos no volátiles Química (1S, Grado Biología) UAM 2. Disoluciones [Lectura: Petrucci 14.6]

Presión de vapor de una disolución de disolvente volátil y solutos no volátiles Disolvente puro: Todas las moléculas en la superficie del líquido tienden a evaporarse. Hacen falta una presión del gas relativamente alta para que muchas moléculas en el gas se condensen y compensen esa tendencia, alcanzándose el equilibrio. Disolución: Menos moléculas en la superficie del líquido tienden a evaporarse. Con una presión de gas menor que la anterior ya hay suficientes moléculas en el gas para compensar esa tendencia por condensación y alcanzar el equilibrio. Química (1S, Grado Biología) UAM 2. Disoluciones

Ejemplo: Presión de vapor de una disolución de disolvente volátil y solutos no volátiles A 20ºC, la presión de vapor del agua pura es 17,54 mm Hg (o Torr). ¿Qué presión de vapor se espera para una disolución acuosa de glucosa formada por 0,13 mol glucosa y 2,84 mol H2O? 1) Necesitamos la fracción molar del agua: resultado intermedio: no redondeamos todavía 2) Aplicamos la ley de Raoult: Química (1S, Grado Biología) UAM 2. Disoluciones

Elevación del punto de ebullición DTb = Tb – T b T b es el punto de ebullición del disolvente puro T b es el punto de ebullición de la solución Líquido Presión Tb > T b DTb > 0 Sólido Vapor DTb = Kb m Temperatura Punto de congelación de la solución Punto de congelación del agua Punto de ebullición del agua Punto de ebullición de la disolución m es la molalidad de la solución Kb es la constante molal de la elevación del punto de ebullición (0C/m) 12.6

Disminución del punto de congelación DTf = T f – Tf T f es el punto de congelación del disolvente puro T f es el punto de congelación de la solución Líquido Presión T f > Tf DTf > 0 Sólido Vapor DTf = Kf m Temperatura Punto de congelación de la disolución Punto de congelación del agua Punto de ebullición del agua Punto de ebullición de la disolución m es la molalidad de la solución Kf es la constante molal de la disminución del punto de congelación (0C/m) 12.6

12.6

masa del disolvente (kg) ¿Cuál es el punto de congelación de una disolución que contiene 478 g de etilenglicol (anticongelante) en 3202 g de agua? La masa molar de etilenglicol es 62.01 g. DTf = Kf m Kf agua = 1.86 0C/m = 3.202 kg disolvente 478 g x 1 mol 62.01 g m = moles de soluto masa del disolvente (kg) = 2.41 m DTf = Kf m = 1.86 0C/m x 2.41 m = 4.48 0C DTf = T f – Tf Tf = T f – DTf = 0.00 0C – 4.48 0C = -4.48 0C 12.6

b) Necesitamos la molalidad: Ejemplo: El punto de fusión (temperatura de fusión a la presión de 1 atm) del agua pura es 0ºC (exactos) y el de una disolución acuosa de glucosa de concentración 0,427 m es -0,794ºC. a) ¿Cuánto vale la constante crioscópica( molar de la disminución del punto de congelación) del agua? b) ¿Qué punto de fusión se espera para una disolución formada al disolver 0,143 mol glucosa en 500,00 g H2O? a) b) Necesitamos la molalidad: Química (1S, Grado Biología) UAM 2. Disoluciones

Presión osmótica (p) La ósmosis es el paso selectivo de moléculas disolventes a través de una membrana porosa de una solución diluida a una más concentrada. Una membrana del semipermeable permite el paso de moléculas del disolvente pero impide el paso de moléculas del soluto. Presión osmótica (p) es la presión requerida para detener la ósmosis Presión osmótica Membrana semipermeable más concentrado diluir 12.6

Ósmosis: Presión osmótica de una disolución Ósmosis: A igualdad de presión a ambos lados de la membrana (que sólo es permeable al agua), en la unidad de tiempo chocan más moléculas de H2O por la parte del disolvente que por la parte de la disolución (porque la “concentración” de H2O es menor): no hay equilibro y entran a la disolución más moléculas que salen, produciendo dilución. La presión sobre la membrana en la disolución va aumentando y con ella la frecuencia de choques, hasta que ésta se iguala con la del lado del disolvente. En esa situación de equilibrio, la diferencia de presiones se llama presión osmótica, . H2O+soluto membrana semipermeable moles de solutos disueltos H2O Química (1S, Grado Biología) UAM 2. Disoluciones [Lectura: Petrucci 14.7]

Ósmosis: Presión osmótica de una disolución Ejemplo: A 37ºC, ¿cuál es la presión osmótica (en atm) de una disolución resultante de disolver 0,10 mol de glucosa en agua hasta formar 250 ml de disolución? 1) Necesitamos la molaridad de la glucosa: 2) Utilizamos la ley de la presión osmótica: ¡Las presiones osmóticas de las células pueden llegar a ser muy grandes! Química (1S, Grado Biología) UAM 2. Disoluciones