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  1. 1. DISOLUCIONES Unidad 3
  2. 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 3 Contenidos (2) 4.- Preparación de una disolución. 5.- Fenómeno de la disolución. 6.- Solubilidad. 7.- Propiedades coligativas de las disoluciones (cualitativamente).
  4. 4. 4 4 SISTEMAS MATERIALES Elemento Compuesto Sustancias puras Mezcla Homogénea Mezcla Heterogénea Mezcla coloidal Suspensión Mezcla Sistema material
  5. 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. 6 6 Componentes de una disolución  Soluto (se encuentra en menor proporción).  Disolvente (se encuentra en mayor proporción y es el medio de dispersión).
  7. 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. 8 8 Según el número de componentes.  Binarias  Ternarias.  ...
  9. 9. 9 9 Según estado físico de soluto y disolvente.  Soluto Disolvente Ejemplo • Gas Gas Aire • Líquido Gas Niebla • Sólido Gas Humo • Gas Líquido CO2 en agua • Líquido Líquido Petróleo • Sólido Líquido Azúcar-agua • Gas Sólido H2 -platino • Líquido Sólido Hg - cobre • Sólido Sólido Aleacciones
  10. 10. 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)
  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. 12 12 Concentración (formas de expresarla)  gramos/litro  Tanto por ciento en masa.  Tanto por ciento en masa- volumen.  Molaridad.  Normalidad (ya no se usa).  Fracción molar.  Molalidad.
  13. 13. 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)
  14. 14. 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
  15. 15. 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)
  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. 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
  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. 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
  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. 21 21 Ejemplo: ¿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 100 mNaOH (comercial) = mNaOH (pura) · —— = 95 100 = 0’60 g · —— = 0’63 g NaOH comercial 95
  22. 22. 22 22 Ejercicio: Prepara 250 cm3 de una disolución 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. 25 25 Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH4 y 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. 4 g 6 g 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. 27 27 Gráficas de la solubilidad de diferentes sustancias en agua  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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