5.disoluciones.

DISOLUCIONES
1. Mezcla Heterogénea: (Ejemplo: arena y arcilla).
Las partículas individuales se observan con facilidad y
son mezclas separables fácilmente por algún
procedimiento mecánico.
2. Disoluciones Coloidales (Seudosoluciones): (Ejemplo:
lodo, arcilla y agua). Su tamaño es superior al de
las que forman las soluciones verdaderas e
inferior al de las mezclas heterogéneas; la
dispersión no es homogénea.
3. Homogénea (1 fase) (Solución o disolución): Los
constituyentes tienen tamaño molecular o iónico, lo cual
hace imposible observarlas a simple vista.

Clasificación de las disoluciones
• Dependiendo de la naturaleza de la fase:
Sólida Líquida Gaseosa

• Dependiendo del número de componentes:
* Binaria
* Ternaria
* Cuaternaria
.
.
.
Disolvente: Componente que está presente en mayor
cantidad o que la fase de la disolución.
Solutos: Los restantes componentes.

Clasificación de las disoluciones líquidas
• Dependiendo de la fase del soluto:
Soluto sólido Soluto líquido Soluto gaseoso
• Dependiendo del disolvente:
Acuosas
No acuosas
• Dependiendo
de la naturaleza
del soluto:
Electrolíticas: soluto se disocia en iones (ej. sal)
(conducen la corriente eléctrica)
No electrolíticas: soluto no se disocia en iones (ej. azúcar)
(no conducen la corriente eléctrica)

COMPOSICIÓN DE LA DISOLUCIÓN
 Fracción molar
 Molaridad (M)
 Molalidad (m)

EJEMPLO 1
Calcule el número de moles de soluto de
HCl en cada una de las siguientes
disoluciones acuosas:
a. 145 mL de una disolución de HCl con
molaridad 0.8n/dm3. RTA: 0.116
b. 145 g de una disolución de HCl al 10%
en peso. RTA:0.398
c. 145 g de una disolución cuya molalidad
de la disolución de HCl es 4.85 molal.
RTA: 0.598

MODELOS DE DISOLUCIONES
 Modelo de disolución ideal
 Modelo de disolución diluida ideal

MODELO DE LA DISOLUCIÓN IDEAL
Descripción molecular:
Disolución en la cual las moléculas de las
distintas especies son tan semejantes unas a
otras que las moléculas de uno de los
componentes pueden sustituir a las del otro
sin que se produzca variación de :
Estructura espacial de la disolución
Energía de interacciones
intermoleculares presentes en la misma.
Ejemplos:
n-pentano-n-hexano
benceno-tolueno
12CH3I- 13CH3I

MODELO DE DISOLUCIONES DILUIDAS
IDEALES O IDEALMENTE DILUIDA.
Muchas disoluciones se desvían bastante del modelo de disolución ideal.
Por ello resulta útil definir otro modelo:
Descripción molecular
Disolución en la cual las moléculas de soluto
prácticamente sólo interaccionan con moléculas de
disolvente.
límite: x(disolvente)  1 y x(solutos)  0
(Sólo aplicable a disoluciones no electrolíticas)

CARACTERÍSTICAS GENERALES
DE UNA SOLUCIÓN IDEAL
 Una solución ideal que contenga
constituyentes volátiles cumple la ley de
Raoult.
 Como los componentes son volátiles, parte
de la solución se evapora para llenar con
vapor el espacio encima del líquido.
 Cuando la solución y el vapor alcanzan el
equilibrio a la temperatura T, la presión
total en el recipiente es la suma de las
presiones parciales de los componentes de la
solución.

LEY DE RAOULT
 Con respecto al componente i :
Pi = xi.Pi*
Donde:
 Pi: presión parcial de i en la fase vapor en
equilibrio con una solución ideal a la
temperatura T.
 xi: fracción molar de i en la fase líquida.
 Pi*: presión de vapor del líquido puro i a la
temperatura del sistema.

LEY DE RAOULT
 La ley de Raoult expresa que la presión de
vapor parcial del constituyente volátil de una
solución es igual a la presión de vapor del
constituyente puro multiplicada por la
fracción molar del constituyente en la
solución.
 Solución binaria en la que ambos
componentes son volátiles:
 x1 + x2 = 1
 P1 = x1.P1
*
 P2 = x2.P2
* = (1 – x1) P2
*

 Si la presión total de la mezcla es P:
 P = P1 + P2 = x1P1
* + (1 – x1) P2
*
 P = x1.P1
* + P2
* - x1 .P2
*
 P = P2
* + x1 (P1
* - P2
*)
 La expresión anterior relaciona la presión
total sobre la mezcla con la fracción molar
del componente 1 en el líquido. Establece que
la presión es una función lineal de x1. Ver
Figura
LEY DE RAOULT

DIAGRAMA P-x (A T CTE, DISOLUCIÓN IDEAL)
LEY DE RAOULT

Diagrama P-x (T cte, disolución ideal)
P1, P2 y PTOT en el equilibrio en función de la
composición del líquido (x1)
PTOT
P1
P*1
P2
P*2
Si P*v1 > P*v2
P
x10 1
No informa
la composición del
vapor

Diagramas P-x
Acetona + cloroformo
Desviaciones negativas
de la ley de Raoult
Ocurre cuando las interacciones
A-B son mayores
que las A-A y B-B
∆HM < 0
∆VM < 0

Diagramas P-x
Acetona + CS2
Desviaciones positivas
de la ley de Raoult
Ocurre cuando las interacciones
A-B son menores
que las A-A y B-B
∆HM > 0
∆VM > 0

Diagramas P-x
Acetona + cloroformo

MODELO DE DISOLUCIONES DILUIDAS IDEALES
O IDEALMENTE DILUIDA. LEY DE HENRY
 KHi = Constante de Henry del
componente i en unidades de presión
 xi = Fracción molar del gas i en la
solución
 Pi= Presión parcial del gas i en unidades
de presión
Hiii KxP *= i
Hi
i P
K
x
1
=

APLICACIÓN DE MODELO DE DISOLUCIÓN DILUIDA
IDEAL: SOLUBILIDAD DE LOS GASES EN EL AGUA
 Alguna fracción de los
constituyentes del aire que entran
en contacto con el agua entran en
solución como 02, N2,CO2 (gases
atmosféricos).

SOLUBILIDADES DE GASES EN EL AGUA
La concentración del gas que se disuelve en el
agua está determinada por:
 Presión parcial del gas por encima de la superficie
del agua.
 Naturaleza del gas
 Temperatura
Los gases como el N2, H2, O2 y He, se disuelven
en el agua sólo en ligera proporción, mientras que
los gases como el cloruro de hidrógeno HCl y el
amoníaco NH3 son muy solubles.

OXÍGENO DISUELTO
O2 (g)⇄O2 (ac)
K’H = Constante de equilibrio para la reacción planteada
[ ]
[ ]
[ ]
2
2
2
2
H
OO
=K'
O
ac
g
ac
PO
→

LEY DE HENRY
A temperatura constante la
solubilidad de un gas en un líquido
es directamente proporcional a la
presión del gas sobre el líquido.
S = K ’ Hi * Pi
K ’ Hi = Constante de Henry en unidades Molaridad/atm
S = Concentración de gas en la solución en unidades de
Molaridad
Pi= Presión parcial del gas en atm

CONSTANTES DE LA LEY DE HENRY PARA LOS GASES
COMUNES SOLUBLES EN AGUA , KH, atm
T (°C) Aire N2 O2 CO2 CO H2 H2S CH4
1 4.32x104 5.29x104 2.55x104 0.073x104 3.52x104 5.79x104 0.027x104 2.24x104
10 5.49x104 6.68x104 3.27x104 0.104x104 4.42x104 6.36x104 0.037x104 2.97x104
20 6.64x104 8.04x104 4.01x104 0.142x104 5.36x104 6.83x104 0.048x104 3.76x104
30 7.71x104 9.24x104 4.75x104 0.186x104 6.20x104 7.29x104 0.061x104 4.49x104
40 8.70x104 10.4x104 5.35x104 0.233x104 6.96x104 7.51x104 0.075x104 5.20x104

DATOS DE CONSTANTE DE HENRY PARA
COMPONENTES DEL AIRE A 25ºC. K,H
GAS P (atm) K’H * mol L-1 *
atm-1
N2 0.78 6.79 x 10-4
O2 0.21 1.34 x 10-3
Ar 0.009 1.43 x 10-3
CO2 0.0003 3.79 x 10-2

• El disolvente obedece la ley de Raoult:
• El soluto obedece la ley de Henry:
En condiciones de dilución suficientemente
elevada, todas las disoluciones no
electrolíticas pasan a ser disoluciones
diluidas ideales.

EJEMPLO 1
 Una disolución a 20°C está compuesta por
1.5 moles de benceno y 3.5 moles de
tolueno. Calcular la presión y fracción
molar de benceno en el vapor en el
equilibrio con esta solución. Localizar las
presiones de vapor de los componentes
puros y de la disolución en un gráfica P-x,
a T constante con respecto al componente
más pesado.
 P*benceno = 74.7 torr a 20°C
 P*tolueno = 22.3 torr a 20°C

EJEMPLO 2
 La presión de vapor del benceno es 74.7
torr a 20°C, mientras que la presión de
vapor del tolueno es 22.3 torr a 20°C.
Cierta disolución de benceno y tolueno a
20°C tiene una presión de vapor de 46
torr. Calcule la fracción molar de benceno
en esta disolución y en el vapor que se
encuentra en equilibrio con ella. Asuma que
la solución se comporta como una disolución
ideal. Haga una gráfica de presión vs
composición en fase líquida, en función del
componente más liviano

SOLUCIÓN EJEMPLO 2
P*benceno = 74.7 torr a 20°C
P*tolueno = 22.3 torr a 20°C
P = 46 torr
P = P1 + P2 = x1 * 74.7 + x2 * 22.3
46 = x1 * 74.7 + (1 – x1) * 22.3
46 = 74.7 x1 + 22.3 – 22.3 x1
46 = 52.4 x1 + 22.3
23.7 = 52.4 x1  x1 = 0.452
P2 = Presión parcial del benceno = 0.452*74.7 = 33.8
torr.
 En el equilibrio las presiones son iguales, por tanto la
presión del benceno en fase líquida es igual a la
presión que ejerce el benceno en fase vapor.
Aplicando Dalton para calcular la composición del
benceno en fase vapor:

CONTINUACIÓN SOLUCIÓN EJEMPLO
2
735.0
46
8.332
2 ===
P
P
y

APLICACIÓN HENRY
 Halle el pH del agua si la
concentración del CO2 en la
atmósfera es 365 ppm. La kH* del
CO2 es 3.4x10-2 y la Ka1 del H2CO3
es 4.45x10-7.

EJEMPLO 3
El punto de ebullición normal de una disolución
binaria de A con B con xA=0.6589 es 88°C. A esa T
las presiones de vapor de A y B puros son 957 y
379.5 torr respectivamente.
 Es ideal esa disolución? Justifique su respuesta
 Cuál es la composición del primer vapor en
contacto con esa disolución.

EJEMPO 4
El vapor en equilibrio con una disolución
de etanol (et) y cloroformo (cl) a 45°C
en la cual xcl= 0.9900, tiene una
presión de 438.59 torr y una fracción
molar ycl = 0.9794. Se puede suponer
que la disolución es ideal. a) Calcule las
presiones parciales en la fase vapor. b)
calcule la presión de vapor del
cloroformo puro a 45°C. c) Calcule la
constante de la ley de Henry KH para el
etanol en cloroformo a 45°C. RTAS: b)
433.9 torr. c) 903 torr.

EJEMPLO 5
 Determinar la concentración de
saturación en mg/L del O2 en agua
a 10°C y a 20°C y 1 atm.

INFLUENCIA DE LA PRESIÓN EN LA
SOLUBILIDAD
La presión del gas varia con la altitud; se puede
calcular con la ecuación de la ley de distribución
barométrica.
Pi = es la presión del gas a h y T específicas.
Pio = Presión del gas a nivel del mar.
h = altura (m)
Mwi = Masa molar del gas en kg/mol
R = 8.3145J/mol-K
T = Temperatura (K)
TR
hgMw
oii
i
ePP .
..
−
=

EJEMPLO 6
 Cuál es el nivel de saturación del O2
en mg/L a 298 K y a 900 m de
altura sobre el nivel del mar

SOLUCIÓN EJEMPLO 6
[ ]
L
mg
8.034=
mol
mg
32000
L
mol
10x2.51=L/mg
L
mol
10x2.51=0.187x10x1.34O=*POK'
atm.0.187=0.892x0.21=P
K298xKgj/mol314,8
e
atm0.21=P
4-
4-3-
22H
i
m.900x
seg
m
9.80x
mol
Kg
10x32-
i
2
-3
×
⇒ac

EJEMPLO 7
 Cuál es el nivel de saturación del O2
a 50ºC ?

INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD
 La variación de la solubilidad del
gas con la temperatura, se calcula
con base en la ecuación de Van’t
Hoff.





°∆
122
1
T
1
-
T
1
R
H
=)
KH
KH
(ln

SOLUCIÓN EJEMPLO 7
 K’H a 25ºC = 1.34 x 10-3M/atm
( )∆ ∆ ∆H r O - H f O = -2.8Kcal
o
2 ac
o
2(g)= H f
o
[ ]
6.24mg/L=
L
mg
atm.0.21x10x9.24POxHK'=O
10X9.29=HK'
10x1.34ln+
323
1
-
298
1
1.987
2800-
=KHln
4-
212
4-
1
3-
1
→







TEMPERATURA CONCENTRACION
1 13.47
2 13.1
3 12.76
4 12.42
5 12.1
6 11.79
7 11.5
8 11.22
9 10.95
10 10.69
11 10.45
12 10.21
13 9.98
14 9.76
15 9.55
16 9.35
17 9.15
18 8.96
19 8.78
20 8.61
21 8.44
22 8.28
23 8.12
24 7.97
25 7.82
26 7.68
27 7.54
28 7.4
29 7.27
30 7.15
31 7.03
CONCENTRACION DE OXIGENO Vs TEMPERATURA
450 msnm
7
8
9
10
11
12
13
14
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 101112131415161718192021222324252627282930313
TEMPERATURA °C
CONCENTRACIONDEOXIGENOmg/l

TERMODINÁMICA DE
DISOLUCIONES
 Magnitudes molares parciales
 Magnitudes de mezcla
 Determinación de magnitudes
molares parciales

MAGNITUDES O CANTIDADES MOLARES
PARCIALES
 Cualquier propiedad extensiva de
una mezcla, M, puede considerarse
como una función de T, P, n1, n2,
…nN:


MAGNITUDES O CANTIDADES MOLARES
PARCIALES
Propiedad molar parcial de un componente;
cambio experimentado por la propiedad molar
al adicionar una mol de dicho componente a
una cantidad muy grande de disolución.

PROPIEDAD MOLAR PARCIAL DE UN
COMPONENTE
 La magnitud molar parcial es la contribución
de un componente de una mezcla al valor
de la magnitud total de una mezcla.
 El cálculo de cualquier propiedad molar de
una mezcla se hace mediante la siguiente
ecuación general a partir de las magnitudes
molares parciales a P y T constantes:

Volumen molar de sustancias
puras a T=25°C y P= 1 atm
Agua: 0.018 L/gn
Etanol: 0.058 L/gn
Disolución de etanol y agua con composición
molar 0.5 en etanol : 0.036L/gn

Volúmenes molares parciales
50 cm3 H20
50 cm3 etanol
96.5 cm3
Causas de las diferencias
entre V de la disolución y V*:
Diferencias entre las fuerzas
intermoleculares existentes en la
disolución y las existentes en los
componentes puros.
Diferencias entre el
empaquetamiento de las
moléculas en la disolución y su
empaquetamiento en los
componentes puros, debido a los
distintos tamaños y formas de las
moléculas que se mezclan.

2
1,,2
1
2,,1
dn
n
V
dn
n
V
dV
nPTnTP






∂
∂
+





∂
∂
=

Volúmenes molares parciales para disoluciones
agua etanol a 20°C y atm.

MAGNITUDES MOLARES PARCIALES:
 Se tiene una disolución mezclando a temperatura y presión
constante n1, n2,…, nr moles de las sustancias 1, 2,…, r.
 Vm1*,…, Vmr* volúmenes molares de las sustancias puras
1,2,…, r a T y P.
 V* el volumen total de los componentes sin mezclar (puros) a
T y P. El asterisco indica que la propiedad se refiere a una
sustancia pura o a un conjunto de sustancias puras.
Después de la mezcla, por lo general el volumen V de la
disolución no es igual al volumen sin mezclar
*VV ≠
∑=+++=
1
,,2,21,1 **...*** imirmnmm VnVnVnVnV

Volumen molar parcial de una
sustancia j en la disolución:
jinPT
j
J
dn
dV
V ≠
= ,,)(
V: volumen de la disolución
i
i
inTnP dnVdP
dP
dV
dT
dT
dV
dV ii ∑++= ,, )()(
,...),,,( 21 xxPTVV ii =

Relación entre el volumen de la disolución y los
volúmenes molares parciales
,...),,,( 21 xxPTnfV =
dnxxPTfdV ,...),,,( 21=
i
i
i dnVdV ∑=
dnVxdV
i
ii∑=
∑=
i
ii VnV
)*(* ,imi
i
imez VVnVVV −=−≡∆ ∑

VOLÚMENES MOLARES PARCIALES
La ecuación
se puede utilizar para expresar
cualquier propiedad extensiva como U,
H, S, G y CP. Cada una de estas
propiedades cambia al mezclar los
componentes a T y P constantes.
U, H, S, G y CP son función del estado de
la disolución, como T, P, n1, n2 …nr.
∑=+++=
1
,,2,21,1 **...*** imirmnmm VnVnVnVnV
),...,,,,( 21 rnnnPTUU = ),,...,,,,( 21 rnnnPTVV =

Magnitudes de mezcla
*HHHmez −≡∆
*SSSmez −≡∆
*GGGmez −≡∆

MAGNITUDES TERMODINÁMICAS
DE MEZCLA.
Magnitud de mezcla: Diferencia entre el valor de la magnitud
en la disolución y la de los componentes puros.
Compuestos puros → Disolución ∆YM = Ydisoluc – Y*
∆VM = 0 no hay cambio de volumen al formarse la disolución,
pues no cambia la estructura espacial.
En el caso de una disolución ideal (T y P ctes)
∆UM = 0 pues no cambia la energía de las interacciones al formarse.
∆HM = 0 no hay calor de mezcla a P cte; ni absorbe ni desprende Q.
∆SM > 0 aumenta el desorden.
∆GM < 0 formación de la disolución: espontánea.

Propiedades termodinámicas de las
disoluciones ideales

MÉTODO PARA DETERMINAR VOLÚMENES MOLARES
PARCIALES EN UNA DISOLUCIÓN DE DOS COMPONENTES

para disoluciones agua-etanol
a 20°C y 1 atm.
nVmez /∆

PROPIEDADES COLIGATIVAS.
1. Disminución de la presión de vapor
2. Aumento de la temperatura de ebullición
3. Descenso de la temperatura de fusión/congelación
4. Presión osmótica
La formación de una disolución tiene consecuencias sobre
una serie de propiedades: propiedades coligativas.
Propiedades que dependen únicamente de la cantidad
(concentración) de soluto añadida (moles o moléculas
de soluto), pero no de su naturaleza (de qué soluto sea).
Disoluciones diluidas ideales (no electrolíticas)
formadas por un disolvente volátil (1) y un soluto no volátil (2).

Descenso De La Presión De Vapor
 La presión de vapor de la solución desciende con
respecto a la presión de vapor del solvente puro. P
corresponde a la presión de vapor de la solución. El
soluto es un componente no volátil.
 P1 = x1.P*1
 ∆P = P*
1 - P1
 ∆P= P*
1 - x1.P*
1
 ∆P = P*
1 (1 – x1)
 ∆P = P*
1.x2
Completamente independiente tanto de la
naturaleza del soluto como del solvente.

EJEMPLO 8
Calcular la presión de vapor de la solución que contiene
53.94 g de manita (PM = 182.11) en 1000 g de agua
a 20°C. A esta temperatura la Pv° de agua es igual
a 17.51 mmHg.
5.170093.051.17|
093.00053.051.17
0053.0
18
1000
11.182
94.53
11.182
94.53
.
1
*
1
2
21
*
=−=∆−=
==∆
=
+
=
=∆
PPP
mmHgxP
x
xPP

EJERCICIO
Se disuelven 24.63 g de una sustancia en
150 g de agua. A 23°C la presión de vapor
de la solución es 20.73 mmHg y la del agua
es 21.07 mmHg. Hallar la masa molar de la
sustancia. Rta: 180.62 g/gmol
 P = P*
1. x1
 ∆P = P*
1.x2

Aumento de la Temperatura de
Ebullición
Las soluciones que contienen solutos no
volátiles hierven a temperaturas más
elevadas que las del solvente puro. La
diferencia entre los puntos de ebullición de
la solución y del solvente para una presión
constante se conoce como elevación del punto
de ebullición.

Ebullición

Ebullición
 ∆Tb = Kb1 * m2
1000*,
2
1
mHv
MRTo
Kb
∆
=

Descenso de la Temperatura de
Congelación

Descenso de la Temperatura de
Congelación
 ∆Tc = Kc * m2
1000*
2
1
cHm
MRTo
Kc
∆
=
1000*
2
1
Hmf
MRTo
Kf
∆
=

Constantes de Elevación del Punto de Ebullición
y de Descenso del Punto de Congelación
Solvente Punto Ebullición
Normal (°C)
Kb (°C m- 1 ) Pto Congelación
Normal (°C)
Kc (°C m- 1 )
Agua 100.0 0.512 0.0 1.855
Benceno 80.2 2.63 5.5 5.12
Ácido Acético 118.5 3.07 16.6 3.9
Naftaleno 218.0 5.65 80.2 6.9
Alcanfor 208.3 5.95 178.4 40

PRESIÓN OSMÓTICA
Se llama presión osmótica de la
solución, a la presión mecánica que
debe aplicarse sobre la solución para
impedir la ósmosis del solvente hacia
la solución a través de una membrana
semipermeable.
 ¶= C2.RT

Presión osmótica.
Membrana semipermeable:
Permite que pequeñas
moléculas pasen a su través,
pero las grandes no.
Ósmosis: Flujo de disolvente a través de una membrana
semipermeable hacia el seno de una disolución más
concentrada.
La presión necesaria para detener el flujo: Presión osmótica (π)

Presión Osmótica
π = c R T Ecuación de van’t Hoff
Molaridad
Importancia en los seres vivos:
• Paredes celulares actúan como membranas semipermeables:
permiten el paso de moléculas pequeñas (agua, moléculas de
nutrientes) pero no de grandes (enzimas, proteínas, ...).
• Determinación de pesos moleculares ⇒ osmometría.
(especialmente para moléculas con altos pesos
moleculares como, p.ej., macromoléculas biológicas).
• Ósmosis inversa ⇒ desalinización
(aplicar a la disolución una presión mayor que la π,
provocando un flujo de salida del disolvente).
Aplicaciones

EJERCICIO
A 25°C una disolución preparada
disolviendo 82.7 mg de un
compuesto no electrolito en
agua hasta alcanzar el volumen
de 100 mL tiene una Π de 83.2
torr. Calcular el peso molecular
del compuesto no electrolito.
Rta: 184.7 g/n

EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Suponga que se disuelven 6 g de
una mezcla de naftaleno (C10H8) y
antraceno (C14H10) en 300 g de
benceno. Cuando la disolución se
enfría, empieza a congelar a una
temperatura 0.7°C por debajo del
punto de congelación del benceno
puro (5.5°C). Calcule la composición
de la mezcla, teniendo en cuenta que
Kc es 5.1°C .kg.n-1 para el benceno.
RTAS:0.026n naft, 0.015 n antr.

2. A 20°C, 0.164 mg de H2 se disuelven en 100 g
de agua cuando la presión de H2 sobre el agua
es 1.0 atm. a) calcule la constante de la ley de
Henry para el H2 en agua a 20°C. b) Calcule la
masa de H2 que se disuelve en 100 g de agua
a 20°C cuando la presión de H2 es 10 atm.
Desprecie la variación de Ki con la presión.
RTAS: a) 6.82*104 atm: b) 1.64 mg.
(1.64mg)
3. Se disuelven 0.572 g de resorcina en 19.31 g
de agua y la disolución hierve a 100.14 °C.
Calcular el peso molecular de la resorcina.
RTA: 110 g/mol.

4. Calcular las constantes molales de los puntos de
ebullición y de congelación del agua con base en los
calores latentes de ebullición y de fusión del agua.
RTA: 0.52°C*m-1 y 1,86°C*m-1 respectivamente.
5. La constante molal para el punto de congelación del
alcanfor es 40 °C/molalidad. Se prepara una mezcla de
23.7 mg de fenolftaleína y 0.387 g de alcanfor, la cual
fundida empieza a solidificarse a 166.5 °C. El punto de
fusión del alcanfor utilizado es de 174.4 °C. Hallar el peso
molecular de la fenolftaleína. RTA: 310 g/mol.
6. El acido acético puro solidifica a 16.6°C y su constante
molal del punto de congelación es 3.9 °C/molalidad.
Calcular cuál debe ser el punto de congelación de un ácido
acético que contienen 2.8 % de agua. RTA: 10.36°C.

7. Una disolución que contiene 0.604 g de naftaleno
C10H8 en 20 g de cloroformo hierve a 62.11 °C
mientras que el cloroformo puro hierve a 61.2 °C.
Encuentre: a) Constante molal del punto de ebullición
del cloroformo. RTA: 3.86°C*m-1. b) Calor latente de
ebullición por gramo de cloroformo RTA: 57.9 cal/g.
8. Hallar la concentración en g/L de una disolución de
glucosa C6H12O6, que a 25 °C es isosmótica o
isotónica con una disolución de urea CO(NH2)2 a 12
°C, la cual contiene 3 g de urea en un volumen de 150
cm3. RTA: 57.36g/L.
9. Una disolución de sacarosa C12H22O11 tiene a 20 °C
una Π de 1000 mm Hg. Si se enfrían 100 gramos de
disolución hasta –2,0 °C, calcular la cantidad de hielo
que se separa. Suponer que la densidad de la
disolución es igual a uno. RTA: 93.033 gramos.

11. Cuando se disuelve 1g de úrea [CO(NH2)2]
en 200g del solvente A, el punto de
congelación de A disminuye en 0.25ºC;
cuando se disuelven 1.5 g de y en 125g del
mismo disolvente A, el punto de congelación
de A diminuye en 0.2ºC ; calcule el peso
molecular de y. RTA: 180g/n
12. Calcule Kb del agua si ∆Hm,vap = 40.6KJ/mol
para el agua a 100ºC.RTA_0.513°C.kg.mol-1_

13. Una mezcla que contiene 0.55g de alcanfor y
0.045g de un hidrocarburo funde a 157ºC. El
soluto tienen 93.54% de C y 6.46% de peso de
H.
¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo?
RTA: C11H9
¿Cuál es el descenso relativo de la presión del
vapor de la solución con respecto al solvente
puro? RTA: 0.081.P*
1
¿Cúal es el calor latente molar de fusión del
solvente RTA: 6.84 kJ/n
Datos alcanfor: Fórmula molecular C10H16O,
temperatura de fusión178.8ºC, Kc = 37.7ºC∙m-1

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