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03 disoluciones

  1. 1. DISOLUCIONES Unidad 3
  2. 2. 2 Contenidos (1) 1.- Sistemas materiales. 2.- Disoluciones. Clasificación. 3.- Concentración de una disolución 3.1. En g/l (repaso). 3.2. % en masa (repaso). 3.3. % en masa/volumen. 3.4. Molaridad. 3.5. Fracción molar
  3. 3. 3 Contenidos (2) 4.5.6.7.- Preparación de una disolución. Fenómeno de la disolución. Solubilidad. Propiedades coligativas de las disoluciones (cualitativamente).
  4. 4. SISTEMAS MATERIALES 4 Sistema material Sustancias puras Elemento Compuesto Mezcla Mezcla Homogénea Mezcla Heterogénea Mezcla coloidal Suspensión
  5. 5. 5 DISOLUCIÓN (Concepto)    Es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias químicas tal que el tamaño molecular de la partículas sea inferior a 10--9 m. Se llama mezcla coloidal cuando el tamaño de partícula va de 10-9 m a 2 ·10-7 m. Se llama suspensión cuando el tamaño de las partículas es del orden de 2 ·10-7 m.
  6. 6. Componentes de una disolución   Soluto (se encuentra en menor proporción). Disolvente (se encuentra en mayor proporción y es el medio de dispersión). 6
  7. 7. 7 Clasificación de disoluciones     Según el número de componentes. Según estado físico de soluto y disolvente. Según la proporción de los componentes. Según el carácter molecular de los componentes.
  8. 8. Según el número de componentes.    Binarias Ternarias. ... 8
  9. 9. Según estado físico de soluto y disolvente.  Soluto • • • • • • • • • Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Disolvente Ejemplo Gas Gas Gas Líquido Líquido Líquido Sólido Sólido Sólido Aire Niebla Humo CO2 en agua Petróleo Azúcar-agua H2 -platino Hg - cobre Aleacciones 9
  10. 10. Según la proporción de los componentes.  Diluidas • (poca cantidad de soluto)  Concentradas • (bastante cantidad de soluto)  Saturadas • (no admiten mayor concentración de soluto) 10 10
  11. 11. 11 11 Según el carácter molecular de los componentes.  Conductoras • Los solutos están ionizados (electrolitos) tales como disoluciones de ácidos, bases o sales,  No conductoras • El soluto no está ionizado
  12. 12. Concentración (formas de expresarla)        gramos/litro Tanto por ciento en masa. Tanto por ciento en masavolumen. Molaridad. Normalidad (ya no se usa). Fracción molar. Molalidad. 12 12
  13. 13. Concentración en gramos/litro.   Expresa la masa en gramos de soluto por cada litro de disolución. msoluto (g) conc. (g/l) = ———————— Vdisolución (L) 13 13
  14. 14. Tanto por ciento en masa.   Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 g de disolución. msoluto % masa = ————————— · 100 msoluto + mdisolvente 14 14
  15. 15. Tanto por ciento en masa-volumen.   Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 cm3 de disolución. msoluto % masa/volumen = ——————— Vdisolución (dl) 15 15
  16. 16. 16 16 Molaridad (M ).    Expresa el número de moles de soluto por cada litro de disolución. n msoluto Mo = ——— = ——————— V (l) Msoluto ·V (l) siendo V (l) el volumen de la disolución expresado en litros
  17. 17. Ejercicio: ¿ Cuál es la molaridad de la disolución obtenida al disolver 12 g de NaCl en agua destilada hasta obtener 250 ml de disolución? Expresado en moles, los 12 g de NaCl son: m 12 g n =  =  = 0,2 moles NaCl M 58,44 g/mol La molaridad de la disolución es, pues: 0,2 moles M =  = 0,8 M 0,250 L 17 17
  18. 18. 18 18 Relación entre M con % en masa y densidad de disolución Sabemos que: ms 100 ms % = —— · 100 = ———— mdn Vdn · ddn Despejando Vdn: 100 ms Vdn = ———— % · ddn Sustituyendo en la fórmula de la molaridad: ms ms · % · ddn % · ddn Mo = ———— = —————— = ———— Ms · Vdn Ms · 100 ms 100 Ms
  19. 19. Ejercicio: ¿Cuál será la molaridad de una disolución de NH3 al 15 % en masa y de densidad 920 kg/m3? 920 kg/m3 equivale a 920 g/L % · ddn 15 · 920 g · L-1 Mo = ———— = ————————— = 8,11 M 100 Ms 100 · 17 g · mol-1 19 19
  20. 20. 20 20 Riqueza ()      Las sustancias que se usan en el laboratorio suelen contener impurezas. Para preparar una disolución se necesita saber qué cantidad de soluto puro se añade. msustancia (pura)  = ——————————— · 100 msustancia (comercial) De donde 100 msust. (comercial) = msust. (pura) · —— 
  21. 21. Ejemplo: 21 21 ¿Como prepararías 100 ml de una disolución 0’15 M de NaOH en agua a partir de NaOH comercial del 95 % de riqueza? m = Molaridad · M(NaOH) · V m = 0’15 mol/l · 40 g/mol · 0’1 l = = 0’60 g de NaOH puro mNaOH 100 (comercial) = mNaOH (pura) · —— = 95 100 = 0’60 g · —— = 0’63 g NaOH comercial 95
  22. 22. Ejercicio: Prepara 250 cm3 de una disolución22 22 de HCl 2M, sabiendo que el frasco de HCl tiene las siguientes indicaciones: d=1’18 g/cm3; riqueza = 35 %    m = Molaridad · M(HCl) · V m = 2 mol/l · 36’5 g/mol · 0’25 l = = 18’3 g de HCl puro que equivalen a 100 18’3 g ·—— = 52’3 g de HCl comercial 35 m 52’3 g V = — = ————— = 44’3 cm3 d 1’18 g/cm3
  23. 23. 23 23 Fracción molar ()     Expresa el cociente entre el nº de moles de un soluto en relación con el nº de moles total (soluto más disolvente). nsoluto soluto = ————————— nsoluto + ndisolvente Igualmente ndisolvente disolvente = ————————— nsoluto + ndisolvente
  24. 24. 24 24 Fracción molar () (cont.).   nsoluto + ndisolvente soluto + disolvente = ————————— = 1 nsoluto + ndisolvente Si hubiera más de un soluto siempre ocurrirá que la suma de todas las fracciones molares de todas las especies en disolución dará como resultado “1”.
  25. 25. Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH4 y 25 25 de C2H6 en una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 y comprobar que la suma de ambas es la unidad. 4g 6g n (CH4) =———— = 0,25 mol; n (C2H6) =————= 0,20 mol 16 g/mol 30 g/mol n (CH4) 0,25 mol (CH4) = ———————— = ————————— = 0,56 n (CH4) + n (C2H6) 0,25 mol + 0,20 mol n (C2H6) 0,20 mol  (C2H6) = ———————— = ————————— = 0,44 n (CH4) + n (C2H6) 0,25 mol + 0,20 mol (CH4) +  (C2H6) = 0,56 + 0,44 = 1
  26. 26. 26 26 Solubilidad   Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente (normalmente suelen tomarse 100 g). La solubilidad varía con la temperatura (curvas de solubilidad).
  27. 27. Gráficas de la solubilidad de diferentes sustancias en agua 27 27  Como vemos, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.
  28. 28. 28 28 Propiedades coligativas   Las disoluciones tienen diferentes propiedades que los disolventes puros. Es lógico pensar que cuánto más concentradas estén las disoluciones mayor diferirán las propiedades de éstas de las de los disolventes puros.
  29. 29. 29 29 Propiedades coligativas     Disminución de la presión de vapor. Aumento de temperatura de ebullición. Disminución de la temperatura de fusión. Presión osmótica (presión hidrostática necesaria para detener el flujo de disolvente puro a través de una membrana semipermeable).
  30. 30. 30 30 Presión osmótica

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