Soluciones Es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias químicas tal que el tamaño molecular de la partículas sea inferior a 10-9 m. Se llama mezcla coloidal cuando el tamaño de partícula va de 10-9 m a 2 x10-7 m. Se llama suspensión cuando el tamaño de las partículas es del orden de 2 x10-7 m.

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

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

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

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

Solubilidad de Gases

Aplicación de la ley de Henry ¿Que pasa cuando destapo una gaseosa? 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.

Gases - Solubilidad Solubilidad del CO2 es 33 mM a 25°C y 1 atm Solubilidad del O2 es 0.014 mM a 25°C y 1 atm

Relación entre la solubilidad de un gas y la temperatura Temperatura (oC) Solubilidad (mM)

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

solubilidad La solubilidad de una sustancia en un líquido dado, depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la temperatura y de la presión. Las variaciones del valor de la presión atmosférica solo producen cambios despreciables en la solubilidad de los líquidos o de los sólidos en líquidos. En cambio la solubilidad de los gases en los líquidos varía en proporción directa de la presión parcial del gas que se solubiliza. En los sólidos y líquidos la mayoría de las solubilidades aumentan con la temperatura.

Disoluciones ideales. La solubilidad de un sólido, en una disolución ideal, depende de la temperatura, del punto de fusión del sólido y de su calor molar de fusión Hf. En una disolución ideal el calor de disolución es igual al calor de fusión, el cual se supone que es una constante independiente de la temperatura. En estas disoluciones, la solubilidad no está afectada por la naturaleza del disolvente. La ecuación deducida, a partir de consideraciones termodinámicas, para una disolución ideal de un sólido en un líquido es en la que X2 es la solubilidad ideal del soluto expresada en fracción molar, T0 el punto de fusión del soluto en grados absolutos y T la temperatura absoluta de la disolución. A temperaturas superiores al punto de fusión, el soluto está en estado líquido, y en una disolución ideal el soluto líquido es miscible en todas las proporciones con el disolvente. Por tanto, la ecuación no es aplicable cuando T > To. Esta ecuación también resulta inadecuada para temperaturas considerablemente inferiores al punto de fusión, en las que ya no puede utilizarse Hf.

¿Como depende la solubilidad de la temperatura ?

Variación de la solubilidad con la temperatura

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.

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

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

Ley de Raoult (soluto no volátil, no iónico, disuelto en solvente volátil) Agregamos un soluto no volátil p = x1p0 x1 + x2 = 1 p p0 x2 1 Líquido puro Solución

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.

p = x1 p0 p = (1 - x2) p0 Ley de Raoult Teniendo en cuenta que: x1 + x2 = 1 p = (1 - x2) p0 Descenso relativo de la presión de vapor Propiedad coligativa

Que consecuencias tiene el descenso de la pv ? Aumento del punto de ebullición. Disminución del punto de fusión.

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

P1 = P* 1 Ley de Raoult Presión de vapor, P Fracción molar del solvente, Xsolvente Presión de vapor, P

Descenso de la presión de vapor Comienzo Más tarde

Descenso de la presión de vapor A partir de: P1 = P° 1 (Ley de Raoult)  P = P° - P1 = P° 2  P = P° 2

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

Ascenso ebulloscópico Temperatura Solvente Puro Solución p0 p T0 T Aumento del punto de ebullición Descenso de la presión de vapor  Te = T - T0 = ke m  Te = ke m ke = Constante molal de ascenso ebulloscópico Unidades = ° / molalidad = kg ° / mol

T = kex2 (ya que AC  (p0-p)/p0 = x2, Ley de Raoult) Descenso de la presión de vapor Aumento de Teb Solvente Puro Solución Presión de vapor Temperatura A B C p0 p T0 T T - T0 = T (distancia AB) A  p0 = 1 atm C  p (ambos a T0) Distancia AC equivale a p0 - p Como p0 es cte. AC  (p0-p)/p0 Soluciones diluidas: las curvas son paralelas en la zona del punto de ebullición y AB/AC es cte. T = kex2 (ya que AC  (p0-p)/p0 = x2, Ley de Raoult)

Reemplazamos T1 y T2 por T0 y T: Temperatura Solvente Puro Solución p0 p T0 T Descenso de la presión de vapor Aumento de Teb Clausius Clapeyron Reemplazamos T1 y T2 por T0 y T: Presión de vapor

T = T - T0 y como para soluciones diluidas T y T0 no son muy diferentes : T0TT02 Además p/p0 = 1 - x2 (Ley de Raoult)

Como x2 = n2/(n1+n2) ≈ n2/n1 = n2/w1M1 Lv calor de vaporización por gramo de solvente = Hv/M1 m = molalidad = (n2/w1).1000 T = Ke.m

Descenso crioscópico  Tf = T0 - T = kf m  Tf = kf m

Constantes del punto de ebullición y del punto de fusión fusión, oC ebullición, oC Solvente Acetona Benceno Alcanfor Tetracloruro de carbono Ciclohexano Naftaleno Fenol Agua

Agua Solución 1 Presión (atm) 1 100 110 - 0,5  Te  Tc Líquido Hielo Vapor 100 110 - 0,5  Te  Tc Temperatura (°C)

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

Unidades = ° / molalidad = kg ° / mol Descenso crioscópico  T = T0 - T = kf m  T = kf m kf = Constante molal de descenso crioscópico Unidades = ° / molalidad = kg ° / mol

Descenso crioscópico  T = Ti - Tf = kf m kf W2 1000 PM2 W1  T =

Kc Crioscopía El descenso crioscópico sólo depende del número Que factores afectan Kc? Kc El descenso crioscópico sólo depende del número de partículas. Por lo tanto, soluciones de la misma molalidad de glucosa sacarosa, urea, etc. Producen el mismo DT Que ocurriría, con el descenso crioscópico, si se prepara una solución de NaCl de la misma molalidad ?

Descenso crioscópico para algunas soluciones acuosas

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

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

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

DT = i m Kc i Si el electrolito se disocia completamente, Factor i de van’t Hoff Si el electrolito se disocia completamente, i = número de iones. Como determinar el factor i de van’t Hoff ?

AxBy xAz+ + yBz- m = molalidad del electrolito Cuál será el valor de i cuando el electrolito no se disocia completamente? AxBy xAz+ + yBz- m = molalidad del electrolito a = grado de disociación a.m = nro.de moles disociados (por 1000g de solv.) m - m.a = m(1-a) = nro. de moles sin disociar

mt = [1 + a (n -1)] m ma = nro.de moles disociados m(1 - a) = nro. de moles sin disociar además x(m.a) = nro. de moles de la especie Az+ y(m.a) = nro. De moles de la especie Bz- mt = m(1 - a) + x(m.a) + y(m.a) = m(1-a) + (x + y) ma = m[ (1-a) + (x + y) a] = [(1-a) + na].m = [1 + a (n -1)] m mt = [1 + a (n -1)] m

i

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

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.

Membrana semipermeable Soluto Solvente Membrana semipermeable

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

 = Presión osmótica m R T Ecuación de van’t Hoff Membrana Presión semipermeable Presión osmótica

Solución concentrada diluida membrana semipermeable

La presión aplicada  detiene el flujo neto de solvente Membrana Semipermeable Solución Solvente puro

Baja concentración de soluto Alta concentración

Tonicidad de las soluciones Propiedad de la membrana en el sentido de dejar pasar el solvente y no el soluto. Se clasifican en: Isotónicas Hipotónicas Hipertónicas

Solución isotónica Solución hipotónica Solución hipertónica

Soluciones isotónicas Glucosa 300 mOsm NaCl 150 mM ó No hemólisis Soluciones isotónicas

Hemólisis instantánea Agua destilada Hemólisis instantánea Solución hipotónica

NaCl 100 mM 200 mOsm Hemólisis en 1 hora Solución hipotónica

Soluciones hipertónicas Glucosa 600 mOsm NaCl 300 mM ó Crenación Soluciones hipertónicas