1. DISOLUCIONES
IDEALES

2. CONCEPTOS BÁSICOS
MEZCLA: sistema multicomponente.
DISOLUCIÓN: mezcla homogénea.
DISOLUCIÓN: sistema homogéneo multicomponente
(1 sóla fase con varias sustancias)

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

4. • En el caso de las disoluciones líquidas, el soluto puede estar
en cualquier otra fase.
Soluto sólido
Soluto líquido
Soluto gaseoso
LA FORMACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN PUEDE SER
UN PROCESO DE CAMBIO DE FASE

5. • Según el número de componentes: binaria, ternaria…
• Según la composición y tipo de componentes:
Tipo A: rango ilimitado de composiciones y todos los
componentes en la misma fase que la disolución.
Tipo B: disolvente (mayor concentración y misma fase que
la disolución) + solutos (los demás).

6. La descripción de una disolución implica conocer sus
componentes y sus cantidades relativas → composición.
Formas de expresar la composición
Magnitud universal: Fracción molar (x)
ni
xi =
n Tot
• Representa el tanto por uno en moles de i
• Adimensional
∑ xi = 1
• 0 ≤ xi ≤ 1 ;
i

7. • Concentración molar o molaridad (c)
ci = ni / V disolución
• Unidades: mol⋅L-1 (molar)
• Desventaja: Varía con T
• Ventaja: Facilidad para medir V
• Molalidad (m)
mi = ni / Kg disolvente
• Unidades: mol⋅kg-1 (molal,m)
• Ventaja: No varía con T

8. Disoluciones ideales
DISOLUCIÓN GASEOSA IDEAL
DISOLUCIÓN LÍQUIDA IDEAL

9. MODELO DE LA DISOLUCIÓN GASEOSA IDEAL
Descripción fácil gracias al modelo del gas
ideal
1) Descripción molecular:
•
Moléculas puntuales (V despreciable).
•
No existen interacciones intermoleculares entre ellas.
2) Descripción termodinámica:
•
PV = nRT
Ley de Dalton: Pi = P . yi
•
John Dalton
(1766-1844)

10. MODELO DE LA DISOLUCIÓN LÍQUIDA IDEAL
1) 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 una variación de la
estructura espacial de la disolución ni de la energía de las interacciones
intermoleculares presentes en la misma.
2) Descripción termodinámica
Ley de Raoult
Presión parcial de i en el vapor
en equilibrio con la disolución
Pi = x iL Pi*
Fracción molar
de i en la
disolución líquida
Presión de vapor
del líquido i puro
François Marie Raoult
(1830-1901)

11. Medida de las magnitudes extensivas
• ¿Que volumen se obtiene si se agrega 1 mol de agua (18 ml) a un
volumen grande de agua (100 l)?
1 mol agua + 100 l agua = 100,018 l de disolución
• ¿Que pasa si se agrega 1 mol de agua a un volumen grande de
etanol (100 l)?
1 mol agua + 100 l etanol = 100,014 l de disolución

12. Las magnitudes extensivas (con excepción de la masa)
NO SON ADITIVAS
V(disolución) ≠ V1 + V2
∆V(disolución) ≠ ∆V1 + ∆V2
…y al igual la entropía, la energía de Gibbs, la
entalpía, la energía interna, etc.

13. Problema:
¿Cómo podremos calcular las magnitudes
extensivas y sus variaciones (V y dV) para
una disolución?

14. Solución:
Definiendo las
MAGNITUDES MOLARES PARCIALES

15. Tomamos el volumen como ejemplo de variable extensiva
dV = (∂V/∂P)T,nj dP + (∂V/∂T)P,nj dT + Σ(∂V/∂ni)P,T,nj dni
P,T constantes:
dV = Σ(∂V/∂ni)P,T,nj dni
Definimos: Vi = (∂V/∂ni)P,T,nj
Vi = Volumen Molar Parcial
dV = ΣVi dni

16. Ejemplo: mezclamos 3 moles de agua con 1 mol de etanol
Si los volúmenes fueran aditivos:
V = 3mol x 18ml/mol + 58ml/mol = 112 ml
pero…….V (real) = 109 ml ¿?

17. P,T constantes:
Por otra parte:
V = cte n
derivando: dV = cte dn
ni = xi n
derivando: dni = xi dn
De la definición de volumen molar parcial:
dV = ΣVi dni = ΣVi xidn = (ΣVi xi) dn
cte = ΣVi xi
V = ΣVi xi n = ΣVi ni

18. Ejemplo: mezclamos 3 moles de agua con 1 mol de etanol
17.7
55.8
x(etanol) = 0.25: V(agua) = 17.7 ml/mol; V(etanol) = 55.8
V = 3mol x 17.7ml/mol + 55.8ml/mol = 108.9 ml