Propiedades Físicas de las disoluciones

Una disolución es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias. Está formada por soluto y disolvente

Por convención, se denomina disolvente a aquel componente que se halla en mayor proporción, y soluto al que se encuentra en menor proporción. El disolvente más utilizado es el agua.

Latón

Bronce (Cu/sn)

Una disolución saturada contiene la máxima cantidad que se disuelve en un disolvente en particular, a una temperatura específica.

Una disolución no saturada contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver, a una temperatura específica.

A disolución sobresaturada contiene más soluto que el que puede haber en una solución saturada, a una temperatura.

Disolución sobresaturada

Tienen más soluto del máximo posible para una disolución saturada, lo cual puede suceder en ciertas circunstancias. Si se calienta una disolución saturada y se le puede agregar más soluto, y esta disolución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener ese soluto en exceso. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación, este soluto en

exceso se precipitará y la solución quedará saturada.

Se define como coeficiente de solubilidad (a veces sencillamente solubilidad), a la concentración (proporción soluto – disolvente) de la disolución, correspondiente al estado de saturación, a una temperatura determinada.Regla general, una sustancia es:

- soluble, cuando se disuelve más de 10 g/L.

- insoluble, cuando no alcanza al gramos por litro

- poco soluble, si su solubilidad está entre 1 y 10 g/L.

La solubilidad de una sustancia en otra depende de diversos factores, siendo los principales:

• Naturaleza del disolvente.

• Naturaleza del soluto

• temperatura a que se realiza el proceso.

• agitación mecánica.

• cantidad de disolvente.

En general, el aumento de temperatura favorece la solubilidad, por lo que es fundamental considerar esta variable.

Solubilidad vs Naturaleza de las sustancias

Generalmente, se dice que “semejante disuelve lo semejante”, es decir; toda sustancia tiende a disolverse en disolventes químicamente análogos a ella.

Asi por ej:, el alcohol y el agua son miscibles en todas proporciones (ambas poseen grupos OH en su molécula): el alcohol y la gasolina también (ambas poseen grupos hidrocarbonados),mientras que el agua y la gasolina son prácticamente inmiscibles (no tiene nada en común, ni grupos OH, ni cadenas hidrocarbonadas).

Utilidad o aplicación de estos conceptos

Una aplicación importante de la cristalización y la solubilidad es la purificación de sustancias sólidas, mediante la técnica de recristalización (también llamada cristalización).

Curvas de Solubilidad Las curvas de solubilidad, son representaciones gráficas de la solubilidad de un soluto (expresada en g de soluto / 100mL de disolvente) en función de la temperatura.

Del análisis de las curvas de solubilidad representadas ¿cuál de las sales presenta mayorsolubilidad y cuál menor a 10 ºC? ¿y a 40 ºC? Justifique la respuesta.

Del análisis de las curvas de solubilidad representadas ¿cuál de las sales presenta mayorsolubilidad y cuál menor a 10 ºC? ¿y a 40 ºC? Justifique la respuesta.

Ejemplo

En la tabla siguiente se dan solubilidades del ácido m-nitrobenzoico en agua, a distintas temperaturas:

Solubilidad (g en 100 mL)

0,425º 4,880º 11,0100º

a) ¿Qué cantidad de agua necesitaría para disolver 30 g del ácido a 100ºC?

b) ¿Qué cantidad de agua necesitaría para disolver 30 g del ácido a 80ºC?

c) ¿Qué cantidad del ácido permanecería disuelta y que cantidad cristalizado, al enfriar a 25ºC, en cada uno de los casos anteriores?

Unidades de concentración

Unidades físicas y químicas: para expresar cantidad de soluto disuelta en un determinada cantidad de disolvente, o cantidad de soluto presente en una cantidad de disolución.

Unidades Físicas

Masa de soluto por unidad de volumen de disolución: Ej: 20 g de NaOH por L de disolución (20 g/L).

Casos particulares:

Partes por millón, ppm: mg de soluto en 1 L de disolución.

Partes por billón, ppb: g de soluto en 1 L de disolución.

a) Porcentaje en masa

% en masa = x100%masa de soluto

masa de soluto + masa de disolvente

= x 100%masa de soluto

masa de disolución

Composición porcentual, o número de unidades de soluto ( en masa o volumen por 100 unidades (en masa o volumen) de disolución:

Ejs:i) 25 % peso de cloruro de sodio:

hay 25 g de soluto por cada 100 g de disolución , por tanto, 25 g de soluto y 75 g de agua.

ii) disolvemos 10 g de sal en 90 g de agua.

% peso = 10/(10+90)  x 100 = 10% peso.

b) Porcentaje en volumen

= x 100%volumen de soluto

volumen de disolución

X100%volumen de soluto

volumen de soluto + volumen de disolvente% en volumen =

Ejs:

i) 96 % o 96º de alcohol tiene 96 ml de soluto en 100 ml de disolución o bien 96 ml de soluto y 4 ml de agua.

ii) 200 ml de disolución de 10% en volumen contiene:

10% = Vsoluto/200ml  x 100;     Vsoluto = 20 ml soluto

c) Porcentaje masa-volumen

x100%masa de soluto

Volumen de disolución% masa-volumen =

Ej:

i) Una disolución al 35%m/v, contiene 35 g de soluto en 100 mL de disolución.

ii) ¿Que cantidad de KCl en gramos hay en una 350 mL de una disolución al 12% m/v.?

M =moles de soluto

litro de disolución

Molaridad (M)

Molalidad (m)

m =moles de soluto

masa de disolvente (kg)

Ej: Un solución 0,5 M, significa que hay 0,5 moles por litro de solución.

Ej: Un solución 0,8 m, significa que hay 0,8 moles en 1 kg de solvente.

Unidades químicas

Cual es la molalidad (m) de una disolución de etanol 5,86 M (C2H5OH) solución, que posee una densidad de 0.927 g/mL?

m =moles de soluto

masa de solvente (kg)

M =moles de soluto

litro de solución

Normalidad (N)

N =Número de equivalentes-gramos

litro de solución

Número de equivalentes - gramo: fracción de un mol que corresponde a una unidad definida de reacción química.

Mol = razón entre masa y Masa molar, n = masa / masa molar

eq-gr = razón entre masa y masa equivalente,

Equivalente- gramo = masa / masa equivelente

Masas equivalente se determinan según:

Para un ácido: fracción de la masa molar que contiene o puede proporcionar un H+ a la reacción. Es decir la masa equivalente es la masa molar dividida por el número de H+ proporcionados por la molécula.

Análogamente, para una base fuerte, la masa equivalente es la masa molar dividida por el número de OH- proporcionados por la molécula.

En reacción redox, la masa equivalente de una especie será la masa molar dividida por el número de electrones que intercambia en la reacción, etc.

f""

molar masa eequivalent masa

Es decir, la masa equivalente es la masa molar dividido por “f” (f = “número de partículas intercambiadas”):

Fracción molar (X)

XA = moles de A

suma de moles de todos los componentes

Ej. Se disuelven 2,0 moles de NaCl en 8,0 moles del agua. XNaCl = 0,2

Ejercicios

1-. Calcule: %m-m, %m-v, fracción molar de soluto, ppm, molalidad y molaridad de una disolución de densidad 1,05 g/mL de (NH4)2SO4 que contiene 12,4 g del soluto y 448,6 g de agua.

2-. Una muestra de 0,830 g de MgCl2 se disuelve en 350 g de agua, si la densidad de la disolución es 1,09 g/mL, determine el % en masa y el % masa-volumen de la solución resultante.

3-. En cuantos gramos de agua se deberán disolver 32 gramos de C6H12O6 para preparar una disolución 0,333 m.

4-. Calcule la molaridad de una solución de NaOH al 5% en masa, que tiene una densidad de 1,06 g/mL. ¿Cuántos moles están contenidos en 50 mL de la solución?

Dilución

Adición de Solvente

Moles de solutoAntes de la dilución (i)

Moles de solutoDespués de la dilución (f)=

MiVi MfVf=

Dilución de disolucionesLa dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una solución menos concentrada a partir de una más concentrada.

Cómo prepararía 60.0 mL de una disolución de HNO3 0.2 M, desde una disolución concentrada de HNO3 4,00 M?

MiVi = MfVf

Mi = 4.00 Mf = 0.200 Vf = 0.06 L Vi = ? L

Vi =MfVf

Mi

=0.200 x 0.06

4.00= 0.003 L = 3 mL

Propiedades Coligativas

Cuando se disuelve un soluto en un disolvente, algunas propiedades de éste se modifican, en muchos casos considerables. Tales modificaciones están relacionadas con la concentración de soluto.

Las propiedades coligativas, son un conjunto de propiedades que se caracterizan porque no dependen de la naturaleza del soluto sino, únicamente, del número de partículas de soluto.

Las propiedades coligativas son:

1. Disminución de presión de vapor2. Aumento de la Temperatura de Ebullición3. Disminución de la Temperatura de

Congelación4. Presión Osmótica

Las propiedades coligativas se usan frecuentemente para la determinación de pesos moleculares de compuestos desconocidos. Las propiedades coligativas y sus variaciones se rigen por leyes que se cumplen sólo en disoluciones ideales: las partículas de soluto son perfectamente elásticas; las partículas de soluto están tan alejadas entre sí que no existen fuerzas atractivas entre ellas; la disolución está tan diluida que e volumen de soluto es despreciable frente al del disolvente.

1.- Disminución de la presión de vapor de las disoluciones

Como ya sabemos, cuando se alcanza el equilibrio entre el líquido y el vapor (fenómeno condicionado por la temperatura), el vapor ejerce una determinada presión, denominada presión de vapor. Esta presión es dependiente de la temperatura y, precisamente, se definió la temperatura de ebullición de un líquido como la temperatura a la cual su presión de vapor igual a a la presión exterior.

Francoise Marie Raoult comprobó experimentalmente que cuando se añade un soluto no iónico, ni volátil a un disolvente, la presión de vapor de la disolución es menor que la que tenía el disolvente, a igual temperatura.

Este fenómeno se explica fácilmente si se admite que la presión de vapor depende de la velocidad con que escapan las moléculas en la superficie del líquido: la presencia del soluto obliga a que algunas de sus moléculas reemplacen a las del disolvente, a la vez que ejercen fuerzas atractivas sobre ellas y, en consecuencia, la velocidad de evaporación del disolvente tiende a disminuir.

De este modo Raoult enunció la ley :

“La disminución relativa de la presión de vapor de un disolvente puro (Po), cuando se le agrega un soluto no iónico ni volátil, coincide con el valor de la fracción molar del soluto (Xsoluto)”.

Equivale a decir que la presión de vapor parcial de un líquido volátil (p) en una solución, es igual a su fracción molar (x) multiplicada por la presión de vapor de ese líquido puro (po)

P1 = X1 P 10 P 1

0= presión de vapor del solvente puro

X1 = fracción molar del solvente

Si la solución contiene solamente un soluto:

X1 = 1 – X2

P 10 - P1 = P = X2 P 1

0 X2 = fracción molar del soluto

Ejemplos:

Calcular la presión de vapor de la disoluciones siguientes a 30ºC, sabiendo que la presión de vapor de agua a esa temperatura es de 31,5 mm Hg:

a) 1 mol de sacarosa en 49 moles de agua.

( R:30,87 mm Hg)

b) 2 mol de sacarosa en 10 L de agua.

(R: 31,39 mm Hg)

c) 100 g de sacarosa (M.M. 342 g/mol) en 500 g de agua. (R: 31,17 mm Hg)

Las disoluciones que cumplen esta ley se denominan soluciones ideales. Generalmente son soluciones diluídas.La presencia de un soluto no volátil modifica la presión de vapor de una solución, de la siguiente manera:a) Aumentando el punto de ebullición.b) Disminuyendo el punto de congelación

2-. Aumento del punto de ebullición

La disminución de la presión de vapor del disolvente cuando tiene alguna sustancia disuelta, hace que se requiere una mayor temperatura para alcanzar la presión de vapor necesaria para la ebullición.El cambio en la temperatura (∆Tb) de ebullición es proporcional a la molalidad (m) de la solución y la constante de proporcionalidad, es una constante que depende del solvente (Kb), contante ebulloscópica, que es característica del solvente.

∆T = kb m

)(.M100

0(kg)masa

moles k T

solutosolvente

solutob

gmasa

masak

solvente

solutob

3-.Descenso del punto de congelación:

El cambio en la temperatura (ΔT) de congelación es proporcional a la molalidad (m) del soluto y la constante de proporcionalidad es una constante que depende del solvente (Kc), constante crioscópica.

∆T = kc m

)(.M1000 T

soluto gmasa

masak

solvente

solutoc

Cuál es el punto de congelación de una solución que contiene 47,8 g de etilenglicol (anticongelante) in 3202 g de agua? La masa molar de etilenglicol es 62.01 g/mol.

Valores de constantes crioscópicas y ebulloscópicas de algunos solventes

Solvente Kc/ºkg mol-1 Ke/º kg mol-

1

Acido acético 3,9 3,07

Benceno 4,9 2,53

Nitrobenceno 7,00 5,24

Fenol 7,40 3,56

Agua 1,86 0,512

4.- Presión osmótica

Si una solución y su solvente puro están separados por una membrana semipermeable que deja pasar solamente a las moléculas de solvente, el resultado neto es el paso de solvente a la solución. Este fenómeno se denomina Osmósis.

dilutemore

concentrated

La presión osmótica, es la presión que se debe aplicar a la solución para que no ocurra la ósmosis.

Es decir, el resultado neto no indique paso del solvente a través de la membrana semipermeable. En resumen la Presión Osmótica se define como aquella capaz de equiparar la tendencia del solvente a ingresar a través de una membrana semi-permeable hacia la solución.

Dos soluciones con igual presión osmótica se denominan isotónicas, mientras que si la presión osmótica es diferente, se llama hipertónica a la de mayor presión e hipotónica a la de menor.

Una célula en:

una soluciónisotónica

una soluciónhipotónica

una solución hipertónica

Estudios realizados por Pteffer, De Vries y Van’t Hoff, permitieron establecer que:

“La presión osmótica ejercida por n moles de sustancia disuelta, es igual a la que ejercerán esa sustancia, supuesta en estado gaseoso, a la temperatura considerada y si ocupara un volumen igual al de la disolución”.

π= M R T Donde: π es la presión osmótica, M la molaridad, R la constante universal de los gases y T la temperatura absoluta.

Matemáticamente:

· V = n · R · T

Como el volumen se expresa en L, se puede expresar como la concentración molar

Ejemplos:a) Calcular la presión osmótica que

ejercerá, a 15ºC, una disolución de sacarosa que se preparó en una concentración de 17,1 g/L.

b) Se preparó una disolución de una sustancia no iónica en una concentración de 77,4 g/L y se observa que a 25ºC ejerce una presión osmótica de 10,5 atm. Calcular la masa molar de la sustancia disuelta.

Propiedades Coligativas de Soluciones de Electrolitos

Solución 0.1 m NaCl 0.1 m de iones Na+ y 0.1 m de iones Cl-

Propiedades coligativas son propiedades que dependen solamente del número de partículas de soluto en solución y no de la naturaleza de partículas de soluto.

0.1 m de solución NaCl 0.2 m de iones en solución

Factor de van’t Hoff (i) = Número real de particulas en disoln después de disociación

número de fórmulas unitarias disueltas inicialmente en la disoln

No electrolitoNaCl

CaCl2

i puede ser

12

3

Elevación del punto de ebullición Tb = i Kb m

Disminución del punto de congelaciónTf = i Kf m

Presión osmótica (p) = iMRT

Propiedades coligativas de Soluciones de Electrolitos

OSMOLARIDAD

Medida usada por farmaceuticos y médicos para expresar la concentración total (medida en ósmoles/litro en vez de en moles/litro como se hace en química) de sustancias en disoluciones usadas en medicina. El prefijo "osmo-" indica la posible variación de la presión osmótica en las células, que se producirá al introducir la disolución en el organismo. En un organismo normal la concentración esta alrededor de 300 mOs (miliósmoles).

Así una disolución de NaCl 0.1M nos daría 0.1 moles de Na+ y 0,1 moles de Cl- por litro, siendo su osmolaridad 0,2. Si se inyecta esa disolución a un paciente sus células absorberían agua hasta que se alcanzase el equilibrio, provocando una variación en la presión sanguínea.