El documento trata sobre las soluciones y la solubilidad. Explica que la solubilidad de una sustancia depende del soluto, solvente, temperatura y presión. La solubilidad aumenta con la temperatura para disoluciones endotérmicas y disminuye para las exotérmicas. También describe las reglas de solubilidad de los compuestos iónicos y cómo la entalpía de hidratación y reticular afectan la entalpía de disolución.

1. QUIMICA GENERAL E INORGANICA Primer Cuatrimestre 2005 Soluciones I 31-03-05

2. Diagrama de fases del agua

3. Solución

4. Soluciones 20 g de glucosa/100 mLde H 2 0 300 g de glucosa/100 mLde H 2 0

5. Formas de expresar concentración 1 mol 1 mol 1 mol Molalidad Fracción molar Molaridad

6. Formas de sacar distintos calculos Volumen x molaridad = moles Moles = moles x _1____ = volumen Molaridad molaridad

7. Preparación de soluciones

8. Preparación de soluciones

9. Dilución Antes de la dilución Despues de la dilución

10. Dilución Agrego solvente Transfiero

11. Materia Gas Líquido Sólido Cambios de estado Mezclas Homogéneas (soluciones) Heterogéneas Sustancias (o especies químicas) Compuestos Elementos Técnicas físicas Técnicas químicas

12. Técnicas de separación

13. Técnicas de separación

14. Técnicas de separación

15. Técnicas de separación

16. Técnicas de separación

17. Solución saturada Cuando el disolvente ha disuelto todo el soluto que pudo y queda algo sin disolver, se llama solución saturada. El soluto y el solvente se encuentran en equilibrio dinámico entre sí.

18. Solubilidad

19. Sólido iónico + agua  Solución iónica que conduce la electricidad y se la denomina solución electrolítica Sólido molecular + agua  Solución que no conduce la electricidad y se la denomina solución no electrolítica

20. Soluciones saturadas Solución sobresaturada Solución saturada en contacto con solido en exceso

21. Solución saturada Cuando el disolvente ha disuelto todo el soluto que pudo y queda algo sin disolver, se llama solución saturada. El soluto y el solvente se encuentran en equilibrio dinámico entre sí.

22. Solubilidad La solubilidad de una sustancia en un solvente es la concentración de su disolución saturada. Se la expresa en g/ 100g de agua o en mol/ kg agua.

23. Solubilidad molar Es sus concentración molar en una disolución saturada. Aunque ya no puede aumentar mas su concentración ,cualquier soluto sólido presente continua disolviendose, pero la velocidad de disolución es exactamente la misma a la que el soluto vuelve a sólido. Ca(OH) 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq)

24. Solubilidad La solubilidad depende: 1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)

25. Solubilidad La solubilidad depende: 1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)

26. Solubilidad de los compuestos ionicos. Reglas de solubilidad Los compuestos iónicos formados por aniones voluminasos con carga pequeña suelen ser solubles Solubles Excepciones Compuestos con elementos del grupo IA Compuestos con NH 4 + Cl - , Br - , I - Ag + , Hg 2 +2 , Pb +2 NO 3 - , ClO 3 - , ClO 4 - Acetatos Ag + , Hg 2 +2 , Pb +2 SO 4 -2 Sr +2 , Ba +2 , Pb +2 , Ca +2 ,Ag +

27. Solubilidad de los compuestos ionicos. Reglas de solubilidad Insolubles Excepciones CO 3 -2 , PO 4 -3 , C 2 O 4 -2 , Compuestos con elementos del grupo IA CrO 4 - Compuestos con NH 4 + S -2 Compuestos con elementos del grupo IA Compuestos con NH 4 + O -2 , HO - Sr +2 , Ba +2 , Ca +2 Compuestos con elementos del grupo IA, NH 4 + .

28. Solubilidad La solubilidad depende: 1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)

29. Influencia del solvente La regla es : Lo semejante disuelve a lo semejante

31. Solubilidad La solubilidad depende: 1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)

35. Disolución exotérmica Disolución endotérmica Interacción soluto-solvente > soluto-soluto solvente-solvente Interacción soluto-solvente < soluto-soluto solvente-solvente

36. No electrolitos Electrolitos Metanol

37. Variación de la entalpía en el proceso de disolución  H disolución =  H reticular +  H Hidratación  H ret  H ret  H H  H H  H sol  H sol Endotérmica Exotérmica

39.  H = 787 kJ/mol NaCl(s) Cl - (g) + Na + (g) Entalpía reticular Siempre son positivas. Proceso endotérmico

40. Entalpía reticulares a 25 ºC (kJ/mol) Haluros LiF LiCl LiBr LiI 1046 861 818 759 NaCl 787 KCl 717 MgCl 2 2524 Óxidos CaO 3461

41. Entalpia de hidratación Na + Cl – H — O | H H — O | H H — O | H H — O | H H — O | H H — O | H H — O | H Na + (g) + Cl – (g) Na + (ac) + Cl – (ac)  H H = - 784 kJ/mol Siempre es un proceso exotérmico + + (g) (g) Na + Cl – -

42. Entalpía de hidratación a 25 ºC (kJ/ mol) F - Cl - Br - I - H + - 1470 Li + - 1041 - 898 - 867 - 854 Na + - 784 K + - 701 Ag + - 850

43. Entalpía de hidratación iónica a 25 ºC (kJ/mol) H + (g) H + (ac)  H H = -1130 radio  (carga/ radio)  H H (pm) (kJ/mol) Li + 60 1.67 - 558 Na + 95 1.05 - 444 Ca +2 99 2.02 - 1630 Al +3 50 6.00 - 4750 Cl- 181 0.55 - 340 I- 216 0.24 - 219

44.  H disolución =  H reticular +  H hidratación  H reticular Por definición, lleva signo positivo. Más endotérmico a mayor carga y menor tamaño  H hidratación Por convención, lleva signo negativo. Más exotérmico a mayor carga y menor tamaño.

45. Entalpías de disolución (kJ/mol) a 298 K

46. Pregunta: ¿Cómo disolvería bromuro de magnesio y fluoruro de magnesio en agua?

47. Entropía y Espontaneidad Aumenta el desorden del sistema Aumenta el desorden del entorno Aumenta el desorden del sistema Disminuye el desorden del entorno Endotérmico Exotérmico  Su =  Ss +  S entorno

48. Proceso espontaneo  Su > O  G < O Los procesos exotérmicos ocurren espontaneamente porque:  G =  H -T  S  Su =  Ss +  S entorno (-) (+)    En el proceso endotérmico ocurren espontameamente si  Ss >>  S entorno  G =  H -T  S  Su =  Ss +  S entorno (+) (+)   

49. Solubilidad La solubilidad depende: 1. Soluto 2. Solvente 3. Temperatura 4. Presión (para gases)