Propiedades de las disoluciones 13. Disolucione s Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras. En una disolución, el soluto.

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1 Propiedades de las disoluciones 13

2 Disolucione s Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras. En una disolución, el soluto se dispersa de forma uniforme en todo el disolvente.

3 Disoluciones Las fuerzas intermoleculares entre el soluto y las partículas del disolvente deben ser lo suficientemente intensas como para competir con aquellas entre las partículas del soluto y las que hay entre las partículas del disolvente.

4 ¿Cómo se forma una disolución? A medida que se forma una disolución el disolvente separa las partículas de soluto y las rodea o solvata.

5 ¿Cómo se forma una disolución? Si una sal iónica es soluble en agua, se debe a que las interacciones ión-dipolo son lo suficientemente intensas para superar la energía de red del cristal salino.

6 Cambios de energía en disoluciones Tres procesos afectan los aspectos energéticos de la disolución: La separación de las partículas del soluto. La separación de las partículas del disolvente. Nuevas interacciones entre el soluto y el disolvente.

7 Cambios de energía en disoluciones El cambio de entalpía del proceso general depende del  H para cada una de estas etapas.

8 ¿Por qué suceden los procesos endotérmicos? Las cosas no tienden a suceder espontáneamente (es decir, sin intervención externa) a menos que se disminuya la energía del sistema.

9 ¿Por qué suceden los procesos endotérmicos? Sin embargo, sabemos que en algunos procesos, como la disolución de NH 4 NO 3 en agua, se absorbe calor, no se libera.

10 La entalpía es sólo una parte del cuadro La razón es que el aumento del desorden o aleatoriedad (conocido como entropía) de un sistema tiende a disminuir la energía del sistema.

11 La entalpía es sólo una parte del cuadro Así que aunque la entalpía puede incrementarse, la energía total del sistema puede disminuir si el sistema se vuelve más desordenado.

12 Alumno, ¡cuidado! Debido a que una sustancia desaparece cuando llega a estar en contacto con un disolvente, no significa que la sustancia se disolvió.

13 Alumno, ¡cuidado! La disolución es un cambio físico —puede recuperarse el soluto original evaporando el disolvente. De no ser así, la sustancia no se disolvió, reaccionó.

14 Tipos de disoluciones Saturadas En una disolución saturada, el disolvente contiene la mayor cantidad de soluto posible a esa temperatura. El soluto disuelto está en equilibrio dinámico con las partículas del soluto sólidas.

15 Tipos de disoluciones Insaturadas Si la disolución es insaturada, menos soluto del que puede disolverse a esa temperatura se dispersa en el disolvente.

16 Tipos de disoluciones Sobresaturada En las disoluciones sobresaturadas, el disolvente contiene más cantidad de soluto de lo que es generalmente posible a esa temperatura. Estas disoluciones son inestables; la cristalización generalmente se estimula adicionando “cristal semilla” o raspando el lado del vaso de precipitado.

17 Factores que afectan la solubilidad Los químicos utilizan el axioma “semejante disuelve a semejante” para decir que: Las sustancias polares tienden a disolverse en disolventes polares. Las sustancias no polares tienden a disolverse en disolventes no polares.

18 Factores que afectan la solubilidad Mientras más similares sean las atracciones intermoleculares, más probable es que una sustancia sea soluble en otra.

19 Factores que afectan la solubilidad La glucosa (la cual tiene puentes de hidrógeno) es muy soluble en agua, mientras que el ciclohexano (el cual sólo tiene fuerzas de dispersión) no lo es.

20 Factores que afectan la solubilidad La vitamina A es soluble en compuestos no polares (como grasas). La vitamina C es soluble en agua.

21 Gases en una disolución En general, la solubilidad de los gases en agua aumenta con el incremento de masa. Las moléculas más grandes tienen fuerzas de dispersión más intensas.

22 Gases en una disolución La solubilidad de líquidos y sólidos no cambia apreciablemente con la presión. La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a su presión.

23 Ley de Henry S g = kP g Donde: S g es la solubilidad del gas. k es la constante de la ley de Henry para ese gas en ese disolvente. P g es la presión parcial del gas sobre el líquido.

24 Temperatura Por lo general, la solubilidad de los solutos sólidos en disolventes líquidos aumenta con el incremento de temperatura.

25 Temperatura Lo opuesto es verdadero para los gases: Las bebidas suaves carbonatadas son más “burbujeantes” si se almacenan en el refrigerador. Los lagos cálidos tienen menos O 2 disuelto en ellos que los lagos fríos.

26 Formas de expresar las concentraciones de las disoluciones

27 Porcentaje de masa

28 Partes por millón y partes por billón

29 Fracción molar (X) En algunas aplicaciones se necesita la fracción molar del disolvente, no del soluto. ¡Asegúrese de encontrar la cantidad que necesite!

30 Molaridad (M) Recordará esta medida de concentración del capítulo 4. Dado que el volumen depende de la temperatura, la molaridad puede cambiar con la temperatura.

31 Molalidad (m) Dado que los moles y la masa no cambian con la temperatura, la molalidad (a diferencia de la molaridad) no depende de la temperatura.

32 Cambio de molaridad a molalidad Si se conoce la densidad de la disolución, puede calcularse la molalidad a partir de la molaridad y viceversa.

33 Propiedades coligativas Los cambios en las propiedades coligativas sólo dependen del número de partículas del soluto presentes, no de la identidad de las partículas del soluto. Entre las propiedades coligativas están: Disminución de la presión de vapor. Elevación del punto de ebullición. Disminución del punto de fusión. Presión osmótica.

34 Presión de vapor Debido a la atracción intermolecular soluto- disolvente, las concentraciones más altas de solutos no volátiles dificultan que el disolvente escape a su fase de vapor.

35 Presión de vapor Por lo tanto, la presión de vapor de una disolución es menor que la del disolvente puro.

36 Ley de Raoult P A = X A P  A donde: X A es la fracción molar del compuesto A. P  A es la presión de vapor normal de A a esa temperatura. NOTA: Ésta es una de esas ocasiones en las que quisiera asegurarse de tener la presión de vapor del disolvente.

37 Elevación del punto de ebullición y disminución del punto de congelación Las interacciones soluto no volátil-disolvente también ocasionan que las disoluciones tengan puntos de ebullición más altos y puntos de congelación más bajos que el disolvente puro.

38 Elevación del punto de ebullición El cambio en el punto de ebullición es proporcional a la molalidad de la disolución:  T b = K b  m donde K b es la constante de la elevación del punto de ebullición molal, una propiedad del disolvente.  T b se adiciona al punto de ebullición normal del disolvente.

39 Elevación del punto de ebullición El cambio en el punto de congelación puede determinarse de forma similar:  T f = K f  m Aquí K f es la constante de la disminución del punto de congelación molal del disolvente.  T f se sustrae del punto de ebullición normal del disolvente.

40 Elevación del punto de ebullición y disminución del punto de congelación Observe que en ambas ecuaciones,  T no depende de cuál sea el soluto, sólo de cuántas partículas se disuelven.

41 Propiedade s coligativas de los electrolitos Dado que estas propiedades dependen del número de partículas disueltas, las disoluciones de electrolitos (los cuales se disocian en la disolución) debieran de mostrar cambios mayores que las de no electrolitos.

42 Propiedade s coligativas de los electrolitos Sin embargo, una disolución 1M de NaCl no mostrará el doble del cambio en el punto de congelación a diferencia de lo que lo hace una disolución 1M de metanol.

43 Factor de van’t Hoff Un mol de NaCl en agua realmente no da origen a dos moles de iones.

44 Factor de van’t Hoff Algo del Na + y del Cl – se reasocia por un corto periodo de tiempo, por lo que la verdadera concentración de partículas es un poco menor al doble de la concentración del NaCl.

45 Factor de van’t Hoff La reasociación es más probable a concentraciones mayores. Por lo tanto, el número de partículas presentes es dependiente de la concentración.

46 Factor de van’t Hoff Se modifican las ecuaciones anteriores multiplicándolas por el factor de van’t Hoff, i.  T f = K f  m  i

47 Ósmosis Algunas sustancias forman membranas semipermeables que permiten que algunas partículas pequeñas las atraviesen, pero bloquean partículas más grandes. En los sistemas biológicos, la mayoría de las membranas semipermeables permiten que el agua las atraviese, pero no permiten que lo hagan los solutos.

48 Ósmosis En la ósmosis existe movimiento neto del disolvente del área de concentración del disolvente más alta (concentración del soluto más baja) a la de concentración del disolvente más baja (concentración del soluto más alta).

49 Presión osmótica La presión requerida para detener la ósmosis, conocida como presión osmótica, , es: donde M es la molaridad de la disolución. Si la presión osmótica es la misma en ambos lados de una membrana (es decir, las concentraciones son iguales), las disoluciones son isotónicas.

50 Ósmosis en células sanguíneas Si la concentración del soluto fuera de la célula es mayor que la de adentro de la célula, la solución es hipertónica. El agua fluirá hacia fuera de la célula y sucederá crenación.

51 Ósmosis en células Si la concentración del soluto fuera de la célula es menor que la de adentro de la célula, la solución es hipotónica. El agua fluirá hacia dentro de la célula y sucederá hemólisis.

52 Coloides A las suspensiones de partículas mayores a las de iones o moléculas individuales, pero demasiado pequeñas como para sedimentarse por gravedad, se les llama coloides.

53 Efecto Tyndall Las suspensiones coloidales pueden dispersar rayos de luz. A este fenómeno se le conoce como efecto Tyndall.