TERMODINÁMICA DE SOLUCIONES

Q.F. ALEX SILVA ARAUJO

SOLUCIÓNSistema homogéneo constituido por 2 o más sustancias, cuya composición puede variar continuamente dentro de ciertos límites.Soluto: el o los componentes que se encuentran en menor proporción.Solvente: componente que se encuentra en mayor proporción.

Concentración: cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solución o de solvente.masa de soluto (msto), volumen de solución (V) masa de solución (msol)

Unidades de concentración

Q.F. A. Silva A.sol

sto

Kgmnm

)(=

sol

sto

LVnM

)(=610×=

sol

sto

mmppm

v

Ejemplo:Una solución acuosa de cloruro de sodio que contiene 8 g de NaCl por 100 g de solución, posee una densidad de 1.054 g/mL a la temperatura de 25 ºC Determine la concentración de la solución en las expresiones siguientes:a).- Molaridad.b).- Molalidad.Solución:

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TIPOS DE SOLUCIONESPOR SU ESTADO DE AGREGACIÓN POR SU CONCENTRACIÓN

EMPÍRICAS VALORADAS

• Diluida• Concentrada• Insaturada• Saturada• Sobresaturada

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SOLUCIONES EN FARMACIA

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Disgregación de la forma farmacéutica y liberación del principio activo

Disolución del principio activo en el medio acuoso fisiológico

Absorción a través de membrana y paso a sistema circulatorio

ABSORCIÓN DE FARMACOS

SolucionesIdealesInfinitamente diluidas: 1-10 mM gases (O2, N2) e iones Reales: 0.1-10 M

SOLUCIONESPROCESO DE DISOLUCIÓN

SE RIGE POR LOS PRINCIPIOS DE LA TERMODINÁMICA

ENERGÉTICO ENTRÓPICO

EXOTÉRMICO ENDOTÉRMICOSOLUCIÓN

AUMENTA EL DESORDEN

Favorece la solubilidad de una sustancia incluso si el proceso es endotérmico

FACTORES

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El proceso de solución depende del balance entre tres tipos de interacciones:Solvente / solventeSoluto / solutoSolvente / soluto

“Semejante disuelve a semejante” (miscibilidad)

• CCl4 / benceno (fuerzas de dispersión)• Alcoholes / agua (enlaces de hidrógeno)• Sales / agua (interacciones ión – dipolo)

SOLUBILIDADmáxima cantidad de soluto que puede disolver una cantidad de solvente dada a esa temperatura.

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Ejemplo:La solubilidad del nitrato de potasio a 100 ºC es de 246 g por 100 g de agua y a 30 ºC es de 46. Calcular los gramos de KNO3 que cristalizarán de una solución saturada a 100 ºC que contiene 500 mL de agua, al enfriarse a 30 ºC. (dH

2O= 1g/mL)

Solución:

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SOLUCIONES IDEALESLas interacciones moleculares soluto: solvente son de igual magnitud a las solvente: solvente y las soluto: soluto

Todos sus componentes (soluto y solvente) cumplen la Ley de Raoult en todo el intervalo de concentraciones.ΔVm = 0 , ΔHm = 0

ΔSm > 0

ΔGm < 0Q.F. A. Silva A.

SOLUCIONES IDEALES: MEZCLA DE DOS LÍQUIDOS VOLÁTILES

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COMPOSICIÓN DEL LÍQUIDOXA,L XB,L

LEY DE RAOULT

COMPOSICIÓN DEL GAS YA,G YB,G

LEY DE DALTON

La relación entre la P total y la fracción molar en la fase gas (y1) vendrá dado por

( )* *

1 2* * *

1 1 2 1

P PPP P P y

=− −

Mientras que la relación entre la P total y la fracción molar en la fase líquida (X1) vendrá dada por

( )* * *2 1 2 1P P P P X= + −

LEY DE RAOULT

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Ejemplo:A 85ºC las tensiones de vapor del dibromuro de propileno (A) y del dibromuro de etileno (B), son 128 y 173 mm de Hg , respectivamente . Calcular la presión total de la solución líquida, conociendo que la presión de vapor parcial de A es igual a la de B.Solución:

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Ejemplo:Calcule la presión parcial del agua a 90°C para una solución preparada disolviendo 5,00 g de glucosa (C6H12O6) en 100 g de agua. La presión de vapor del agua pura a esa temperatura es de 524 TorrSolución:

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DESVIACIONES DE LA LEY DE RAOULT

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Interacciones intermoleculares < queinteracciones en el líquido puro

Proceso endotérmico: ΔH > 0ideal

i iP P>

Interacciones intermoleculares > queInteracciones en líquido puro

Proceso exotérmico: ΔH < 0ideal

i iP P<

DESVIACIONES DE LA LEY DE RAOULT

Q.F. A. Silva A.

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SOLUCIONES INFINITAMENTE DILUIDASLEY DE HENRY

Los líquidos poseen propiedades físicas características, como: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, la presencia del soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a su estado normal en forma aislada. Estas modificaciones se conocen como propiedades de una solución, las cuales se clasifican en dos grandes grupos:1.- Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejm: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.2.- Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las cuales son:

– Descenso en la presión de vapor del solvente. – Aumento del punto de ebullición. – Disminución del punto de congelación. – Presión osmótica.

PROPIEDADES COLIGATIVAS

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PROPIEDADES COLIGATIVAS

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IMPORTANCIA– Separar los componentes de una

solución por destilación fraccionada.– Formular y crear mezclas frigoríficas

y anticongelantes.– Determinar masas molares de solutos

desconocidos.– Formular sueros o soluciones

fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.

– Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.

– Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.

En el estudio de las propiedades coligativas se deberán tener en cuenta dos características importantes de las soluciones y los solutos.

Soluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente diluídas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son ≤ 0,2 Molar, en donde teóricamente las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.

Solutos: Los solutos se presentarán como:Electrolitos:disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.No Electrolitos: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser volátil o no volátil.

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Q.F. A. Silva A.

La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las soluciones que contienen solutos no volátiles esta dada por la Ley de Raoult. Este principio queda establecido matemáticamente por las siguientes ecuaciones:

Donde:PA = Presión de Vapor de la solución PºA = Presión de vapor del solvente puroXA = Fracción molar del solvente XB = fracción molar del solutoΔPV = Variación de la presión de vapor

DESCENSO EN LA PRESIÓN DE VAPOR

Si el soluto que se agrega al solvente es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor.La presión de vapor es proporcional a la concentración de la solución, es decir, mientras mayor sea la concentración de la solución mayor es la disminución de la presión de vapor.

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Ejemplo:La presión de vapor sobre el agua pura a 120°C es 1480 mmHg. Si se sigue la Ley de Raoult ¿Que fracción de etilenglicol debe agregarse al agua para reducir la presión de vapor de este solvente a 760 mmHg?Solución:

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AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

Sabemos que la presión de vapor de un líquido aumenta al aumentar la temperatura y que el líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión externa o atmosférica que se ejerce sobre su superficie.

Q.F. A. Silva A.

El aumento en el punto de ebullición es directamente proporcional al número de partículas de soluto disueltas en una masa fija de solvente, por lo que el ascenso del punto de ebullición es proporcional a la molalidad.Este fenómeno queda establecido por las siguientes ecuaciones:

Donde:ΔTeb = Ascenso del punto de ebullición.Teb = Temperatura de ebullición de la solución.Tºeb = Temperatura de ebullición del solvente puroKeb = Constante ebulloscópica.m = molalidad

AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

Para el agua la constante ebulloscópica es 0,52 °C/molal, por consiguiente, una solución acuosa 1 molal de sacarosa o de cualquier otro soluto no volátil hervirá a una temperatura de 100,52 °C. Es importante hacer notar que la elevación del punto de ebullición es proporcional a la cantidad de partículas de soluto presentes en determinada cantidad de solvente.

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Ejemplo:Calcular el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua

Solución:

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DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

Si se disuelve un soluto volátil o no volátil en un líquido (solvente), se observa experimentalmente un descenso en el punto de congelación.

La diferencia entre los puntos de congelación del solvente puro y la solución se designa por ΔTc y se conoce con el nombre de descenso del punto de congelación o descenso crioscópico.Este fenómeno queda establecido por las siguientes ecuaciones:

Donde:ΔTc = Descenso del punto de congelaciónTc = Temperatura de congelación de la solución.Tºc = Temperatura de congelación del solvente puro.Kc = Constante molal del descenso del punto de congelación.m = molalidad.

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DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓNLa constante crioscópica (Kc) representa el descenso en el punto de congelación para soluciones de concentración 1 molal.

Para el agua la constante crioscópica es 1,86 °C/molal, por consiguiente, una solución acuosa 1 molal de cualquier soluto se congelará a una temperatura de -1,86 °C.

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Ejemplo:Se disuelven 10 g de naftaleno en 50 mL de Benceno (d = 0,88 g/mL) ¿Cual es el punto de congelación de esta solución, sabiendo que la masa molar de naftaleno es 128 g/mol y su T°c = 5,5 °C?

Solución:

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PRESIÓN OSMÓTICA

La presión osmótica obedece a una ley similar a la de los gases ideales, los cuales se expresan en la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Van’t Hoff:

Si el volumen de la solución fuera un litro, entonces:

*Cuando las soluciones son muy diluidas (menores a 0,1 M) se puede considerar que la Molaridad es igual a la Molalidad.

.

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PRESIÓN OSMÓTICA

No se presenta el fenómeno de ósmosis.Igual presión osmótica.Son isotónicas o isoosmóticas entre sí.

Q.F. A. Silva A.

0,01 molal 0,01 molal

0,02 molal 0,01 molal

Ejemplo:Qué masa de anilina habría que disolver en agua para tener 200 mL de una solución cuya presión osmótica, a 18 °C, es de 750 mmHg; sabiendo que la masa molar de la anilina es 93,12 g/mol..Solución:

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La noción que a través de los sentidos adquirimos de las cosas exteriores, aunque no sea tan cierta como nuestro conocimiento intuitivo, merece el nombre de conocimiento. Jhon Locke

Q.F. A. Silva A.