UNIDAD 8. FUERZAS INTERMOLECULARES

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1 UNIDAD 8. FUERZAS INTERMOLECULARES
DISTANCIAS INTERMOLECULARES SON MÁS PEQUEÑAS EN LOS LÍQUIDOS Y SÓLIDOS QUE EN LOS GASES. MOLÉCULAS DE LÍQUIDOS MUY JUNTAS. LÍQUIDOS SE COMPRI- MEN CON DIFICULTAD Y SON MÁS DENSOS QUE LOS GASES EN CONDICIONES NORMALES. LAS MOLÉCULAS SE PUEDEN MOVER LIBREMENTE, ASÍ, LOS LÍQUIDOS FLUYEN Y ADQUIEREN LA FORMA DEL RECIPIENTE. EN UN SÓLIDO, MOLÉCULAS UNIDAS RÍGIDAMENTE, NO HAY LIBERTAD DE MOVIMIENTO. MUCHOS SÓLIDOS CON ESTRUC- TURA REGULAR TRIDIMENSIONAL. PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS Estado de la densidad compresibilidad movimiento materia molecular Gas baja muy compresible mov. libre Líquido alta poco compresible se deslizan Sólido alta incompresible vibraciones

2 LAS FUERZAS INTRAMOLECULARES SON LAS QUE MANTIENEN
UNIDOS A LOS ÁTOMOS EN LA MOLÉCULA. SON RESPONSA- BLES DE ESTABILIDAD DE MOLÉCULAS. LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EXISTEN ENTRE LAS MOLÉ- CULAS. SON RESPONSABLES DE PROPIEDADES MACROSCÓPI- CAS, COMO PUNTO DE FUSIÓN, PUNTO DE EBULLICIÓN. EN GENERAL, FUERZAS INTERMOLECULARES SON MUCHO MÁS DÉBILES QUE LAS INTRAMOLECULARES. TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES. FUERZAS DIPOLO - DIPOLO ACTÚAN ENTRE MOLÉCULAS POLARES FUERZAS ION - DIPOLO. DEPENDEN DE LA CARGA Y TAMAÑO DEL ION Y DE LA MAGNITUD DEL DIPOLO. LA HIDRATACIÓN ES UN EJEMPLO DE ESTA INTERACCIÓN FUERZAS ION - DIPOLO INDUCIDO DIPOLO - DIPOLO INDUCIDO

3 LA FACILIDAD CON QUE SE PUEDE INDUCIR UN MOMENTO
DIPOLAR DEPENDE DE LA CARGA DEL ION O DE LA FUERZA DEL DIPOLO Y TAMBIÉN DE LA POLARIZABILIDAD DEL ÁTOMO O MOLÉCULA NO POLAR. POLARIZABILIDAD ES LA FACILIDAD CON QUE SE PUEDE DIS- TORSIONAR LA NUBE ELECTRÓNICA. FUERZAS DE DISPERSIÓN EN UN INSTANTE, SE CREA UN DIPOLO INSTANTÁNEO POR DEFORMACIÓN DE LA NUBE ELECTRÓNICA. DIPOLO INSTAN- TÁNEO PUEDE INDUCIR UN DIPOLO EN UN ÁTOMO VECINO. FRITZ LONDON DEMOSTRÓ QUE LA MAGNITUD DE ESTAS IN- TERACCIONES ES PROPORCIONAL A LA POLARIZABILIDAD DEL ÁTOMO O MOLÉCULA LAS FUERZAS DE ATRACCIÓN ORIGINADAS POR LOS DIPOLOS TEMPORALES SE LLAMAN FUERZAS DE DISPERSIÓN ( O DE LONDON ) Y SON MUY DÉBILES.

4 δ+ δ- δ+ δ- H - F ....... H - F FUERZAS DE VAN DER WAALS:
DIPOLO - DIPOLO DIPOLO - DIPOLO INDUCIDO DISPERSIÓN RADIO DE VAN DER WAALS: ES LA MITAD DE LA DISTANCIA ENTRE DOS ÁTOMOS NO ENLAZADOS CUANDO ESTÁN LO MÁS CERCA POSIBLE. EL ENLACE DE HIDRÓGENO ( PUENTE HIDRÓGENO ) ES INTERACCIÓN DIPOLO - DIPOLO ENTRE ÁTOMO DE HIDRÓ- GENO DE ENLACE POLAR Y UN ÁTOMO DE ELEMENTO MUY ELECTRONEGATIVO, COMO N, O, F. δ+ δ δ+ δ- H - F H - F UNA SUSTANCIA MUY CONOCIDA QUE PRESENTA ESTOS EN- LACES ES EL AGUA. DEBIDO A ELLO, EL HIELO TIENE UNA DENSIDAD MENOR QUE EL AGUA LÍQUIDA EN EL p.f.

5 EL ESTADO LÍQUIDO. TENSIÓN SUPERFICIAL. LAS MOLÉCULAS DENTRO DE UN LÍQUIDO SON TIRADAS EN TODAS DIRECCIONES POR FUERZAS INTERMOLECULARES. PERO LAS MOLÉCULAS SUPERFICIALES SON IMPULSADAS HACIA ABAJO Y HACIA LOS LADOS, NO HACIA ARRIBA. LA SUPERFICIE SE COMPORTA COMO UNA PELÍCULA ELÁSTICA. LA TENSIÓN SUPERFICIAL ES UNA MEDIDA DE LA FUERZA ELÁSTICA EN LA SUPERFICIE DEL LÍQUIDO. LOS LÍQUIDOS CON FUERZAS INTERMOLECULARES GRANDES TIENEN TENSIONES SUPERFICIALES ALTAS. EL AGUA TIENE TENSIÓN SUPERFICIAL ALTA, DEBIDO ESPECIAL- MENTE A SUS ENLACES DE HIDRÓGENO.

6 UNA FORMA EN QUE SE MANIFIESTA LA TENSIÓN SUPERFICIAL
ES LA CAPILARIDAD. DOS TIPOS DE FUERZAS PROVOCAN LA CAPILARIDAD: - ATRACCIÓN INTERMOLECULAR ENTRE MOLÉCULAS AFINES, LLAMADA COHESIÓN. - ATRACCIÓN ENTRE MOLÉCULAS NO AFINES, LLAMADA ADHESIÓN. SI LA ADHESIÓN ES MAYOR QUE LA COHESIÓN, EL LÍQUIDO SUBIRÁ POR UN TUBO CAPILAR (CASO DEL AGUA). EN CASO CONTRARIO, EL LÍQUIDO BAJARÁ (EJ: EL MERCURIO) VISCOSIDAD. LA VISCOSIDAD ES UNA MEDIDA DE LA RESISTENCIA DE UN LÍQUIDO A FLUIR. EN GENERAL, LA VISCOSIDAD DE LOS LÍQUIDOS DISMINUYE AL AUMENTAR LA TEMPERATURA. LOS LÍQUIDOS CON FUERZAS INTERMOLECULARES GRANDES TIENEN VISCOSIDADES MAYORES QUE AQUÉLLOS CON FUER- ZAS INTERMOLECULARES PEQUEÑAS.

7 EJEMPLO: LA GLICERINA TIENE VISCOSIDAD ALTA
CH2OH I CHOH PUEDE FORMAR I ENLACES DE HIDRÓGENO EL AGUA EL AGUA TIENE CALOR ESPECÍFICO ALTO. CALOR ESPECÍFICO ES LA ENERGÍA NECESARIA PARA ELEVAR EN 1 GRADO LA TEMPERATURA DE 1 GRAMO DE SUSTANCIA. PARA ELEVAR LA TEMPERATURA DEL AGUA SE NECESITA MUCHO CALOR. SE DEBEN ROMPER ENLACES DE HIDRÓGENO. POR ESO, EL AGUA DE MARES Y LAGOS MODERA EL CLIMA DE ZONAS ADYACENTES, ABSORBIENDO CALOR EN VERANO Y ENTREGANDO CALOR EN INVIERNO, CON PEQUEÑOS CAMBIOS EN LA TEMPERATURA DEL CUERPO DE AGUA.

8 EL ESTADO SÓLIDO TIPOS DE SÓLIDOS: CRISTALINOS AMORFOS UN SÓLIDO CRISTALINO ES RÍGIDO. SUS ÁTOMOS, MOLÉCULAS O IONES OCUPAN POSICIONES ESPECÍFICAS EN LA RED CRIS- TALINA EL ORDEN GEOMÉTRICO SE LLAMA ESTRUCTURA CRISTALINA. EN EL CRISTAL, LAS FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDAS A LAS PARTÍCULAS PUEDEN SER FUERZAS IÓNICAS, ENLACES COVA- LENTES, FUERZAS DE VAN DER WAALS O ENLACES DE HIDRÓ- GENO. LOS SÓLIDOS AMORFOS NO TIENEN UNA ESTRUCTURA DEFINIDA ELLOS SON DESORDENADOS.

9 TIPOS DE CRISTALES TIPO UNIDADES FUERZAS DE PROPIEDADES EJEMPLOS
EN LA RED ATRACCIÓN GENERALES _____________________________________________________________________ IÓNICO IONES IÓNICAS duros, altos p.f NaCl malos conductores LiF COVALENTE ÁTOMOS UNIÓN duros, altos p.f C(diamante) COVALENTE malos conductores SiO2 MOLECULAR MOLÉCULAS FUERZAS DE suaves, bajos p.f Ar, CO2, O ÁTOMOS DISPERSIÓN, malos conductores H2O, I2 DIPOLO-DIP, C12H22O11 ENLACES H METÁLICO ÁTOMOS ENLACE suaves o duros, Mg, Fe METÁLICO altos o bajos p.f., Na, Cu buenos conductores

10 CRISTALES IÓNICOS. ESTÁN FORMADOS POR IONES CATIONES Y ANIONES GENERALMENTE SON DE DISTINTO TAMAÑO EL CLORURO DE SODIO CRISTALIZA EN UNA RED CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS (en 2 dimensiones) CRISTALES COVALENTES. LOS ÁTOMOS ESTÁN UNIDOS POR ENLACES COVALENTES EN UNA RED TRIDIMENSIONAL. EJ: DIAMANTE Y GRAFITO EN EL DIAMANTE, CADA ÁTOMO ESTÁ UNIDO A OTROS 4 LA FUERZA DE LOS ENLACES CONTRIBUYE A SU DUREZA

11 EL GRAFITO: 335 pm PRESENTA UNA ESTRUCTURA EN CAPAS. POR ESO ES USADO COMO LUBRICANTE SiO2 (CUARZO) ES OTRO EJEMPLO DE CRISTAL COVALENTE LA DISPOSICIÓN DE LOS ÁTOMOS DE Si ES SIMILAR A LA DEL C EN EL DIAMANTE.

12 CRISTALES MOLECULARES.
EN EL CRISTAL MOLECULAR EXISTEN MOLÉCULAS Y LAS FUERZAS SON DEL TIPO DE VAN DER WAALS Y/O ENLACES DE HIDRÓGENO. EJ: SO2(s), fuerzas dipolo-dipolo EN EL AGUA, LAS FUERZAS MÁS IMPORTANTES SON LOS ENLACES DE HIDRÓGENO. I2, P4, S8 COMO LAS FUERZAS DE VAN DER WAALS SON MÁS DÉBILES QUE LAS UNIONES COVALENTES O IÓNICAS, LOS CRISTALES MOLECULARES SON DE BAJO PUNTO DE FUSIÓN CRISTALES METÁLICOS. LOS METALES SON MUY DENSOS. SU ESTRUCTURA YA SE ESTUDIÓ. SE TRATA DE CATIONES INMERSOS EN UN MAR DE ELECTRONES DE VALENCIA

13 SÓLIDOS AMORFOS. LOS SÓLIDOS QUE NO SON CRISTALINOS SON AMORFOS. EJ: EL VIDRIO VIDRIO SIGNIFICA MATERIAL ÓPTICAMENTE TRANSPARENTE, RÍGIDO, PERO NO CRISTALINO. EN CIERTOS ASPECTOS SE PARECE MÁS A UN LÍQUIDO QUE A UN SÓLIDO, POR EJEM- PLO, EL VIDRIO NO TIENE UN PUNTO DE FUSIÓN DEFINIDO

14 ALGUNOS TIPOS DE VIDRIO
NOMBRE COMPOSICIÓN PROPIEDADES Y USOS ____________________________________________________________ VIDRIO DE % SiO Expansión térmica baja CUARZO Transparente En investigación óptica VIDRIO PYREX SiO2: % Expansión térmica baja B2O3: % Transparente en VIS e IR (no UV) En material de laboratorio y utensilios de cocina VIDRIO DE SiO2: 75% Sensible a choques térmicos SODA- CAL Na2O: 15% Transparente a luz VIS (no UV) CaO: 10% En ventanas y botellas.

15 evaporación y condensación
CAMBIOS DE FASE. AL VARIAR LA TEMPERATURA, LAS SUSTANCIAS PASAN DE UN ESTADO FÍSICO A OTRO. ESTO ES LO QUE SE CONOCE COMO CAMBIO DE FASE. EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR. PRESIÓN DE VAPOR. A CUALQUIER TEMPERATURA, CIERTO NÚMERO DE MOLÉCULAS DE UN LÍQUIDO ESCAPAN DE LA SUPERFICIE ESTO ES LA EVAPORACIÓN. AL EVAPORARSE, LAS MOLÉCULAS GASEOSAS EJERCEN PRESIÓN DE VAPOR. líquido vapor evaporación líquido vapor evaporación y condensación

16 PRESIÓN DE VAPOR DE EQUILIBRIO ES LA PRESIÓN QUE
EJERCE UN VAPOR EN EQUILIBRIO CON SU LÍQUIDO PARA UN CIERTO LÍQUIDO, DEPENDE SOLAMENTE DE LA TEMPERATURA. CALOR DE VAPORIZACIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN . CALOR MOLAR DE VAPORI ZACIÓN ΔHvap ES LA ENERGÍA NECE- SARIA PARA VAPORI ZAR 1 MOL DE LÍQUIDO. Si las atracciones intermoleculares son fuertes, las moléculas del líquido se escapan fácilmente a la fase vapor, así, el líquido tiene Pvap baja y ΔHvap alto éter etílico agua mercurio Pvap T

17 LA RELACIÓN ENTRE LA PRESIÓN DE VAPOR Y LA TEMPERATU-
RA ESTÁ DADA POR LA ECUACIÓN DE CLAUSIUS-CLAPEYRON ΔHvap ln P = –  + C RT O TAMBIÉN: ΔHvap log P = –  + C 2,303 RT SI SE GRAFICA ln P CONTRA 1 / T SE OBTIENE UNA RECTA DE PENDIENTE ΔHvap –  R PUNTO DE EBULLICIÓN ES LA TEMPERATURA A LA CUAL LA PRESIÓN DE VAPOR DEL LÍQUIDO ES IGUAL A LA PRESIÓN EXTERNA PUNTO DE EBULLICIÓN NORMAL ES LA T A LA CUAL LA Pvap DEL LÍQUIDO ES IGUAL A 1 ATMÓSFERA.

18 A MAYOR Hvap MAYOR PUNTO DE EBULLICIÓN
CALORES MOLARES DE VAPORIZACIÓN SUSTANCIA p.e. (°C) ΔHvap (kJ/mol) _____________________________________________________ metano – ,2 éter etílico , ,0 etanol , ,3 benceno , ,0 agua ,79 mercurio ,0 TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICAS. LA TEMPERATURA SOBRE LA CUAL UN GAS NO SE PUEDE TRANSFORMAR EN LÍQUIDO, SIN IMPORTAR LA PRESIÓN APLI- CADA, SE LLAMA TEMPERATURA CRÍTICA (TC) LA PRESIÓN MÍNIMA QUE SE DEBE APLICAR A UN GAS PARA CONVERTIRLO EN LÍQUIDO A LA TEMPERATURA CRÍTICA SE LLAMA PRESIÓN CRÍTICA (PC)

19 EQULIBRIO LÍQUIDO - SÓLIDO
PASO DE LÍQUIDO A SÓLIDO: SOLIDIFICACIÓN PASO DE SÓLIDO A LÍQUIDO: FUSIÓN PUNTO DE FUSIÓN ES LA TEMPERATURA A LA CUAL LAS FASES SÓLIDA Y LÍQUIDA ESTÁN EN EQUILIBRIO PUNTO DE FUSIÓN NORMAL: MEDIDO A 1 ATMÓSFERA. LA ENERGÍA NECESARIA PARA FUNDIR 1 MOL DE SÓLIDO SE LLAMA CALOR MOLAR DE FUSIÓN (ΔHfus) EQUILIBRIO SÓLIDO - VAPOR PASO DE SÓLIDO A VAPOR: SUBLIMACIÓN PASO DE VAPOR A SÓLIDO: CONDENSACIÓN LA ENERGÍA NECESARIA PARA SUBLIMAR 1 MOL DE SÓLIDO SE LLAMA CALOR MOLAR DE SUBLIMACIÓN (ΔHsub) ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

20 DIAGRAMAS DE FASES. ALLÍ APARECEN LAS CONDICIONES DE P Y T EN QUE UNA SUSTANCIA EXISTE COMO SÓLIDO, LÍQUIDO, VAPOR PARA EL AGUA: P(at) líquido sólido vapor punto triple (0,01°C; 0,006 at) T(°C)

21 PARA CO2: P(at) T(°C) sólido líquido vapor 1,0 –78,0 Punto triple: –57°C; 5,2 at toda la fase líquida está muy arriba de la presión atmosférica, por eso, a P= 1at y T= –78°C, CO2 sublima CO2(s) se llama hielo seco porque parece hielo y no funde

22 PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS DISOLUCIONES
LA FACILIDAD CON QUE UNA PARTÍCULA DE SOLUTO PUEDE REEMPLAZAR A UNA DE SOLVENTE DEPENDE DE: - INTERACCIÓN SOLVENTE- SOLVENTE - INTERACCIÓN SOLVENTE- SOLUTO - INTERACCIÓN SOLUTO- SOLUTO PODEMOS IMAGINAR QUE EL PROCESO DE DISOLUCIÓN OCURRE EN 3 ETAPAS: 1- SEPARACIÓN DE LAS MOLÉCULAS DE SOLVENTE 2- SEPARACIÓN DE LAS MOLÉCULAS DE SOLUTO 3- MEZCLA DE MOLÉCULAS DE SOLUTO Y DE SOLVENTE ΔHsolución = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 HAY QUE CONSIDERAR: FACTOR ENERGÉTICO ΔHsolución > 0 ΔHsolución < 0 DESORDEN AL FORMAR LA SOLUCIÓN

23 TIPOS DE SOLUCIONES Componente Componente estado de ejemplos la solución  gas gas gas aire gas líquido líquido CO2 / H2O gas sólido sólido H2(g) / Pt(s) líquido líquido líquido EtOH / H2O sólido líquido líquido NaCl / H2O sólido sólido sólido bronce (Cu/Sn) SOLUCIONES DE LÍQUIDO EN SÓLIDO CUANDO 2 LÍQUIDOS SON SOLUBLES ENTRE SÍ EN CUALQUIER RELACIÓN SE DICE QUE SON MISCIBLES. EJ: ETANOL Y AGUA SI NO SE MEZCLAN, SE DICE QUE SON INMISCIBLES.

24 SOLUCIONES DE SÓLIDO EN LÍQUIDO.
SÓLIDOS: IÓNICOS, COVALENTES, MOLECULARES, METÁLICOS a) SÓLIDOS IÓNICOS. SON SOLUBLES EN SOLVENTES POLARES (H2O, NH3) Y NO EN SOLVENTES NO POLARES (C6H6, CCl4) LOS SOLVENTES POLARES PUEDEN SOLVATAR A LOS IONES NO ASÍ LOS SOLVENTES APOLARES. b) SÓLIDOS COVALENTES. NO SON SOLUBLES, EJ: C(grafito), CUARZO c) SÓLIDOS MOLECULARES LAS FUERZAS INTERMOLECULARES SON DIPOLO - DIPOLO, DISPERSIÓN, ENLACES DE H LA SOLUBILIDAD DEPENDE DEL SÓLIDO Y DEL SOLVENTE d) SÓLIDOS METÁLICOS EN GENERAL, NO SON SOLUBLES. A VECES REACCIONAN CON EL SOLVENTE.

25 vdisolución = vcristalización
EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD. SOLUBILIDAD DE LOS SÓLIDOS. SOLUCIÓN SATURADA: CONTIENE LA MÁXIMA CANTIDAD DE UNA SUSTANCIA DISUELTA EN CIERTA CANTIDAD DE SOLVENTE A CIERTA TEMPERATURA. LA COMPOSICIÓN DE UNA SOLUCIÓN SATURADA SE LLAMA SOLUBILIDAD DEL SOLUTO EN EL SOLVENTE. DEPENDE DE T. EN UNA SOLUCIÓN SATURADA HAY EQUILIBRIO Na Cl- sólido solución vdisolución = vcristalización

26 UNA SOLUCIÓN QUE CONTIENE MENOS SOLUTO QUE LA SOLU-
CIÓN SATURADA SE LLAMA NO SATURADA, O INSATURADA UNA SOLUCIÓN SOBRESATURADA CONTIENE MAYOR CANTIDAD DE SOLUTO QUE UNA SOLUCIÓN SATURADA. ES INESTABLE. LA SOLUBILIDAD DE LOS SÓLIDOS GENERALMENTE AUMENTA AL AUMENTAR LA TEMPERATURA. CRISTALIZACIÓN FRACCIONADA. ES LA SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA, BASADA EN SUS DIFERENTES SOLUBILIDADES. EJ: UNA MEZCLA DE 90 g DE KNO3 Y 10 g DE NaCl. EL NITRATO DE POTASIO SE PUEDE PURIFICAR POR ESTE MÉTODO. SOLUBILIDAD DE LOS GASES. LA SOLUBILIDAD DE UN GAS EN AGUA SIEMPRE DISMINUYE AL AUMENTAR LA TEMPERATURA.

27 EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES.
LEY DE HENRY: c = k P en que c = concentración molar del gas disuelto P = presión del gas sobre la solución k = constante, que depende de T para cierto gas. LA MAYORÍA DE LOS GASES OBEDECE LA LEY DE HENRY, PERO ELLO NO OCURRE CUANDO EL GAS REACCIONA CON EL AGUA (LA SOLUBILIDAD PUEDE SER MAYOR) EJ: NH3(g) + H2O(l)  NH4+(ac) + OH-(ac) CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(ac) EJ: EN LA SANGRE, LA SOLUBILIDAD DEL O2 ES MAYOR QUE EN AGUA, POR LA HEMOGLOBINA. 1 MOLÉCULA DE HEMO- GLOBINA PUEDE UNIRSE A 4 MOLÉCULAS DE O2

28 PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES.
ESTAS PROPIEDADES DEPENDEN DEL NÚMERO, PERO NO DEL TIPO DE PARTÍCULAS DE SOLUTO EN LA SOLUCIÓN. TRATAREMOS PRIMERO EL CASO DE LOS NO ELECTRÓLITOS. DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR. LA PRESIÓN DE VAPOR DE UNA SOLUCIÓN ES MENOR QUE LA DEL SOLVENTE PURO. (SOLUTO NO VOLÁTIL) LEY DE RAOULT: PSOLVENTE = P°SOLVENTE XSOLVENTE si hay un solo soluto: XSOLVENTE = 1 – XSOLUTO luego: PSOLVENTE = P°SOLVENTE (1 – XSOLUTO) PSOLVENTE = P°SOLVENTE – P°SOLVENTE XSOLUTO P°SOLVENTE – PSOLVENTE = P°SOLVENTE XSOLUTO ΔP = P°SOLVENTE XSOLUTO en que ΔP = disminución de la presión de vapor del solvente

29 EJ: LA SACAROSA (AZÚCAR) ES UN SOLUTO NO VOLÁTIL Y
NO ELECTRÓLITO. DETERMINE LA DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE UNA SOLUCIÓN QUE SE FORMÓ DISOLVIENDO 50,0 g DE SACAROSA EN 117 g DE AGUA A 25°C. PVAP (H2O) = 23,8 mm Hg A 25°C SI AMBOS COMPONENTES SON VOLÁTILES, ES DECIR, TIENEN PRESIONES DE VAPOR MEDIBLES, LA PRESIÓN DE VAPOR DE LA SOLUCIÓN SERÁ IGUAL A LA SUMA DE LAS PRESIONES DE VAPOR INDIVIDUALES PA = P°A XA PB = P°B XB PA y PB son las presiones parciales de A y B sobre la solución P°A y P°B son las presiones de vapor de las sustancias puras. PT = PA + PB (ley de Dalton)

30 BENCENO Y TOLUENO OBEDECEN LA LEY DE RAOULT.
PTOTAL PBENCENO PTOLUENO P(at) XBENCENO ÉSTE ES UN EJEMPLO DE SOLUCIÓN IDEAL (OBEDECE LA LEY DE RAOULT) EN UNA SOLUCIÓN IDEAL: ΔHSOL = 0

31 LA MAYORÍA DE LAS SOLUCIONES NO SE COMPORTA DE
FORMA IDEAL HAY 2 CASOS: 1.- DESVIACIÓN POSITIVA DE LA LEY DE RAOULT ΔHSOL > O PROCESO DE MEZCLA ENDOTÉRMICO 2.- DESVIACIÓN NEGATIVA DE LA LEY DE RAOULT ΔHSOL < PROCESO DE MEZCLA EXOTÉRMICO DESTILACIÓN FRACCIONADA. ES EL PROCEDIMIENTO DE SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES LÍQUIDOS DE UNA MEZCLA BASADO EN SUS DIFERENTES PUN- TOS DE EBULLICIÓN EJ: MEZCLA BENCENO - TOLUENO p.e. benceno: 80,1°C p.e tolueno: 110,6°C Al destilar, el vapor es más rico en el componente más volátil (benceno). Si el vapor se condensa y se repite el proceso, el vapor se enriquece en benceno Se utiliza una columna de fraccionamiento

32 AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN.
SI HAY UN SOLUTO NO VOLÁTIL, EL PUNTO DE EBULLICIÓN DE LA SOLUCIÓN VARÍA. p.e. solución > p.e. solvente puro ΔTb = Tb – T°b ΔTb = Kb m en que: m = molalidad del soluto en la solución Kb = constante molal de elevación del p.ebullición DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN. ΔTf = Kf m en que Kf = constante molal de disminución del p.congelación.

33 PRESIÓN OSMÓTICA. EL MOVIMIENTO NETO DE MOLÉCULAS DEL SOLVENTE A PARTIR DEL SOLVENTE PURO O DE UNA SOLUCIÓN DILUIDA HACIA UNA SOLUCIÓN CONCENTRADA SE LLAMA OSMOSIS PRESIÓN OSMÓTICA (π) DE UNA SOLUCIÓN ES LA PRESIÓN NECESARIA PARA DETENER LA OSMOSIS DEL SOLVENTE PURO HACIA LA SOLUCIÓN π = M R T LA PRESIÓN OSMÓTICA ES PROPORCIONAL A LA CONCENTRA- CIÓN DE LA SOLUCIÓN. SOLUCIONES DE CONCENTRACIONES IGUALES, POR LO TANTO, DE IGUAL PRESIÓN OSMÓTICA, SE LLAMAN ISOTÓNICAS. SI DOS SOLUCIONES TIENEN PRESIONES DIFERENTES, LA DE MAYOR PRESIÓN OSMÓTICA ES HIPERTÓNICA Y LA DE MENOR PRESIÓN OSMÓTICA ES HIPOTÓNICA

34 COMPARACIÓN DE LA MAGNITUD DE LAS CUATRO PROPIEDADES
COLIGATIVAS VISTAS. SOLUCIÓN DE SACAROSA 1,25 m: DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR = 0,524 torr ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN = 0,640°C DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN = 2,32°C PRESIÓN OSMÓTICA = 28,6 at El primer valor es tan pequeño que es difícil de medir con precisión. Esta pequeña disminución de la Pvapor basta para elevar el p.e. en una cantidad pequeña, que puede medirse, aun con dificultad. La disminución del p.c. es más grande, pero tampoco puede medir- se con gran precisión sin aparatos especiales. La presión osmótica es tan grande que puede medirse con mayor precisión. De esta manera, la presión osmótica es la propiedad coligativa que se determina con mayor facilidad, especialmente en soluciones diluidas. El uso de la presión osmótica para determinar pesos moleculares tiene varias ventajas. Incluso en soluciones muy diluidas se produ- cen presiones osmóticas que pueden medirse fácilmente.

35 LOS ELECTRÓLITOS Y LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS.
LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS DEPENDEN DEL NÚMERO DE PARTÍCULAS DE SOLUTO EN UNA MASA DE DISOLVENTE SOLUCIÓN 0,100 m DE COMPUESTO NO IONIZADO DISMINUYE EL PUNTO DE CONGELACIÓN EN 0,186°C UNA SOLUCIÓN DE KBr 0,100 m TENDRÍA MOLALIDAD EFECTIVA DE 0,200 m (ES DECIR, MOLALIDAD EN PARTÍCULAS). SU DISMI- NUCIÓN DEL p.c. SERÍA 2 x 0,186°C = 0,372°C. KBr  K Br – 1 mol mol 1 mol ENTONCES, LA PRESENCIA DE IONES EN SOLUCIÓN AFECTA LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS ΔTb = i Kb m ΔTf = i Kf m π = i M R T (PARA UN NO ELECTRÓLITO, i = 1)

36 UNA MEDIDA DEL GRADO DE DISOCIACIÓN DE UN ELECTRÓLITO
ES EL FACTOR DE VAN’T HOFF, i . ES UNA RELACIÓN ENTRE LA PROPIEDAD COLIGATIVA REAL Y EL VALOR QUE SE OBSERVARÍA SIN DISOCIACIÓN. valor real propiedad coligativa i = valor calculado para no electrólito EL VALOR IDEAL DE i PARA LA SOLUCIÓN DE KBr SERÍA 2, PARA UNA SOLUCIÓN DE Na2SO4 SERÍA ESTOS VALORES SERÍAN APLICABLES A SOLUCIONES INFINITAMENTE DILUIDAS. EN LA PRÁCTICA, EL VALOR DE i ES MENOR. ¿A QUÉ SE DEBE ESTO? UN ION HIDRATADO RECIBE EL NOMBRE DE ION LIBRE. PERO A MEDIDA QUE AUMENTA LA CONCENTRACIÓN, LOS CATIONES Y ANIONES TIENDEN A ASOCIARSE, FORMANDO PARES IÓNICOS. UN PAR IÓNICO CONSTA DE UN CATIÓN Y UN ANIÓN FUERTE- MENTE UNIDOS, SIN MOLÉCULAS DE AGUA ENTRE ELLOS. LA PRESENCIA DE PARES IÓNICOS EN UNA SOLUCIÓN DISMI- NUYE LA CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.

37 LOS ELECTRÓLITOS CON IONES DE ALTA CARGA Mg2+, Al3+,
SO42-, CO32-, PO43- MUESTRAN MAYOR TENDENCIA A LA ASO- CIACIÓN QUE SALES COMO NaCl O KNO3 EN LA SOLUCIÓN 0,100 m DE KBr LA DISMINUCIÓN OBSERVADA DEL PUNTO DE CONGELACIÓN ES SÓLO DE 0,349°C, EN VEZ DE 0,372°C ESTO SE DEBE A LA ASOCIACIÓN QUE EXPERIMENTAN LOS IO- NES EN LA SOLUCIÓN, LO QUE REDUCE LA MOLALIDAD TOTAL FACTORES DE VAN’T HOFF ELECTRÓLITO i (MEDIDO) i (CALCULADO) sacarosa (referencia) , ,0 HCl , ,0 NaCl , ,0 MgSO , ,0 MgCl , ,0 FeCl , ,0