Solubidad y Ley de Nerns

1. Unidad 3-° Equilibrio Físico
NOMBRE DE LOS INTEGRANTES:
 Arredondo Navarro Kathia Del Rocío
 López Carlón Baltazar
 Medina García Cecilia Saraí
 Peñuelas Lugo Narda Azucena
 Vázquez Sarabia Itzel Carolina
FACILITADOR:
I.Q. RODOLFO GÁMEZ AGUILAR
Los Mochis, Sinaloa; a 11 de Noviembre de 2015

2. Los gases se disuelven en los líquidos para formar
soluciones verdaderas. El grado de solubilidad depende
de la naturaleza del gas y del solvente, la presión y la
temperatura.
La gran solubilidad del cloruro de
hidrógeno y el amoniaco se explica
por la reacción química de estos
gases con el solvente para formar
ácido clorhídrico e hidróxido de
amonio respectivamente.
la semejanza entre el soluto y el solvente conduce a una
solubilidad más alta, como lo evidencia el hecho de que
los vapores de hidrocarburo se disuelven más fácilmente
en hidrocarburos y otros solventes orgánicos que en el
agua.
El efecto de la presión en la solubilidad de un gas dado,
en un líquido particular, a temperatura constante, se puede
obtener fácilmente invirtiendo el proceso; en efecto,
consideremos el gas como un soluto que vaporiza hasta
establecer una presión de vapor sobre la solución. En
estas condiciones se aplica esta ecuación.
𝑓2(𝑔)
𝑎2
= 𝐾
𝑃2
𝑁2
𝑃2
𝑁2
= 𝐾

3. Ley de Henry establece que a temperatura constante la solubilidad
de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión
del gas sobre el líquido.
𝑁2 = 𝐾′𝑃2
El factor de proporcionalidad K' se llama constante
de la ley de Henry. Su magnitud depende de la
naturaleza del gas y el solvente, temperatura y
unidades en que se expresa P2
Donde:
𝑁2: es la concentración.
𝑃2: es la presión parcial de cada gas.
La validez de la ley de Henry se ilustra
en la siguiente tabla relativos a la
solubilidad del oxígeno en agua a 25°C.
Si la ley es válida, K' debe ser una
constante independiente de la presión.
Esto es lo que sucede, como se observa
en la columna 3 de la tabla.

4. Cuando el amoníaco se disuelve en el agua, parte del gas disuelto reacciona formando
hidróxido de amonio, que a su vez se disocia parcialmente en 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
.
La estricta aplicación de la ley de Henry se limita a las presiones
bajas. A presiones elevadas la ley es menos exacta, y las
constantes de proporcionalidad presentan una variación
considerable. Generalmente, cuanto mayor es la temperatura y
menor la presión, más exactamente se cumple. Además la ley
establecida antes no es aplicable cuando los gases disueltos
reaccionan con el solvente, o bien se ionizan.
Cuando la ionización es
completa, la ley no se
cumple de ninguna
manera.
Las desviaciones en el caso de reacción química y de disociación parcial se comprenden y corrigen
fácilmente si tenemos en cuenta que la ley de Henry es aplicable a la concentración en solución de las
mismas especies moleculares, como existen en la fase de gas y no a la concentración total en solución.
Las reacciones que nos ocupan
son las siguientes:
𝑁𝐻3 𝑔𝑎𝑠 = 𝑁𝐻3 𝑑𝑖𝑠𝑢𝑒𝑙𝑡𝑜
𝑁𝐻3 𝑑𝑖𝑠𝑢𝑒𝑙𝑡𝑜 + 𝐻2 𝑂 = 𝑁𝐻4 𝑂𝐻
𝑁𝐻4 𝑂𝐻 = 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
Donde:
𝑁 𝑁𝐻3
: es la fracción molar del
amoníaco presente en la solución como
𝑁𝐻3
Teniendo en cuenta las
limitaciones anteriores,
para que la ley de Henry
resulte aplicable a la
solución del amoníaco en
agua, no podremos
establecer que
𝑁𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
𝑃 𝑁𝐻3
= 𝐾′
𝑠𝑖𝑛𝑜
𝑁 𝑁𝐻3
𝑃 𝑁𝐻3
= 𝐾′

5. La disminución de solubilidad a temperaturas más elevadas los líquidos que
contienen muchos tipos de gases disueltos pueden purgarse de ellos por
ebullición. No siempre sucede así. Algunos gases son más solubles a
temperatura alta que a baja, de aquí que no se eliminen por calentamiento. En
efecto, las soluciones diluidas del cloruro de hidrógeno en agua se concentran
por ebullición hasta que alcanzan una concentración del 20 por ciento de
aquel gas.

6. El yodo es soluble en agua y en tetracloruro de
carbono(CCl4). Cuando una solución de yodo en agua se
agita con tetracloruro de carbono que es inmiscible con
agua, se encuentra que el yodo se distribuye entre la capas
de agua y tetracloruro de carbono de manera que en
equilibrio la relación de concentraciones del yodo en dichas
capas es constante a cualquier temperatura dada
Esta conducta es una
consecuencia de los
requisitos termodinámicos de
equilibrio..
Consideremos un par de solventes en contacto, A y B que contienen la misma sustancia en
solución. La energía libre molar parcial del soluto en el liquido A, F̅ A, se representa de la
siguiente forma:
F̅ A = F̅ °A + RT ln aA
Donde: F̅ °A = energia libre estandar
aA = actividad del soluto en el solvente A

7. De la misma manera, la energía libre molar parcial del soluto en el liquido B, F̅B, se
representa de la siguiente forma:
F̅ B = F̅ °B + RT ln aB
Donde: F̅ °B = energia libre estandar
aB = actividad del soluto en el solvente B
Para el equilibrio entre las capas debemos tener:
F̅A = F̅ B
F̅°A + RT ln aA = F̅ °B + RT ln aB
ln
aB
aA
=
F̅°A−F̅°B
RT
Sin embargo a una termperatura dada, F̅ °A y F̅ °B
son constantes para un sustancia en un solvente
particular,por lo tanto:
ln
aB
aA
= 𝐶𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒
aB
aA
= 𝐾

8. aB
aA
= 𝐾
Cuando las soluciones diluidas o el soluto se comportan idealmente, la actividad es
prácticamente igual ala concentración C, y la ecuación se reduce a:
K=
CB
CA
La constante K se llama coeficiente de distribución o de reparto
Constituye la formulación matemática de la Ley de la Distribución de Nernst, que
establece que una sustancia se distribuye entre dos solventes hasta que en el
equilibrio se alcanza una relación constante de las actividades de la sustancia en las
dos capas, para una temperatura establecida.

9. Tabla 8-5. Coeficientes de distribución a 25ºC
𝑪 [=] 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔/𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
I2 entre el H2O y el CCl4
H3BO3 entre el agua y el alcohol
amílico
𝑪 𝑯 𝟐 𝑶 𝑪 𝑪𝑪𝒍 𝟒 𝑲 =
𝑪 𝑯 𝟐 𝑶
𝑪 𝑪𝑪𝒍 𝟒
𝑪 𝑯 𝟐 𝑶 𝑪 𝑨 𝑲 =
𝑪 𝑯 𝟐 𝑶
𝑪 𝑨
0.000322 0.02745 0.0117 0.02602 0.00805 3.24
0.000503 0.0429 0.0117 0.05104 0.01545 3.31
0.000763 0.0654 0.0117 0.1808 0.0540 3.35
0.00115 0.1010 0.0114 0.3012 0.0857 3.52
0.00134 0.1196 0.0112
Constancia de K
Concentraciones
bajas
𝐾 =
𝐶 𝐵
𝐶𝐴
• Es válida
NOTA: A partir de estos datos, deben utilizar las
actividades en vez de las concentraciones para
obtener una constante verdadera por coeficiente
de reparto en soluciones más concentradas.
NOTA: Ahora deben utilizar las
actividades en vez de las
concentraciones para obtener una
constante verdadera por coeficiente
de reparto en soluciones más
concentradas.

10.  K depende de la naturaleza del soluto y de los líquidos comprendidos
 Considerando como algunos factores que modifican la magnitud de esta
constante son:
𝐶 𝐴
𝐶 𝐵
𝑜
𝐶 𝐵
𝐶 𝐴
Temperatura
Otros ejemplos de distribución dignos de
citarse son:
Yodo en agua y disulfuro de carbono
Yodo en agua y bromoformo
Peróxido de hidrógeno en agua y diversos
solventes orgánicos
Fenol en agua y alcohol amílico.

11. • Un soluto se
asocia en
moléculas más
complejas
Asociación
• El soluto se
disocia en iones o
moléculas más
simples
Disociación
Walter Nernst destacó:
 El enunciado anterior de la ley de distribución es válido para solutos sin
cambios:
 Las limitaciones de aplicación de esta ley se señalaron relacionadas con la de
Henry relativa a gases que forman especies moleculares o iónicas nuevas en
solución.
No se aplica la ley a las
concentraciones totales de
las dos fases, sino
únicamente a las
concentraciones de la
especie particular común
de ambas.

12. Tabla 8-6. Distribución del ácido benzoico entre el
agua y el cloroformo 𝑪 =
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔
´𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐
𝑪 𝑨 𝑪 𝑪
𝑪 𝑨
𝑪 𝑪
𝑪 𝑨 𝟏
𝑪 𝑪 𝟏 𝑲 =
𝑪 𝑨 𝟏
𝑪 𝑪 𝟏
0.00211 0.00721 0.292 0.00178 0.00404 0.441
0.00268 0.01084 0.247 0.00231 0.00523 0.442
0.00353 0.01686 0.210 0.00310 0.00701 0.442
0.00725 0.05700 0.127 0.00662 0.01497 0.442
0.01272 0.16733 0.076 0.01188 0.02687 0.442
 Columna 1: concentración total de ácido benzoico en la capa de agua
 Columna 2:concentración total de ácido benzoico pero en la capa de cloroformo
 Columna 3: relación entre las concentraciones de la columna 1 y 2.
“NO existe ninguna analogía en la relación de las concentraciones totales del
ácido benzoico en los dos solventes.”
 Columna 4 y 5:
concentraciones de
las moléculas
simples
 Columna 6: valor
constante K

13. Aplicación en otros sistemas:
La distribución del ácido benzoico en el agua y el benceno
El ácido salicílico entre el agua y benceno o cloroformo
Y el ácido acético entre el agua y algunos disolventes
orgánicos
Los coeficientes de
distribución, lo mismo
que otras constantes de
equilibrio, varían con la
temperatura.
 La extracción
 Análisis
 Determinación de las constantes de equilibrio.
La variación de estas
constantes esta dada por:
Donde ∆H es ahora la transferencia de calor
por mol de soluto desde una solución a la otra.
Define al coeficiente de temperatura de Ka
en función del calor de reacción ∆H° y T

14. ▪ Supongamos que una solución contiene W g de una sustancia en V1 de
solución, y que se agita repetidamente con V2 de un solvente puro
inmiscible hasta lograr el equilibrio. Después de n extracciones el peso
Wn, del soluto que permanece sin extraer, será
▪ Y por esa razón el extraído es:
1
….… 2
Donde K = C1/C2 Cuando se conoce K, es posible
utilizar la ecuación (1) para estimar el número de
extracciones necesarias para reducir W, hasta un valor
dado, Wn.
Si disponemos de un cierto volumen de solvente, se
obtiene mayor eficiencia en la extracción si lo emplea
en cierto número de extracciones separadas, en lugar
de usarlo todo de una vez.
La eficiencia de extracción máxima se logra
manteniendo valores pequeños de V2 y grandes de n
Soluto

15. Bibliografía
Maron, S. H., & Prutton, C. F. (2001). Fundamentos de Fisicoquímica. México:
Limusa.