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disoluciones
1.
Propiedades de las
disoluciones 13
2.
Disoluciones Disoluciones •
Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras. • En una disolución, el soluto se dispersa de forma uniforme en todo el disolvente. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
3.
Disoluciones Disoluciones Las
fuerzas intermoleculares entre el soluto y las partículas del disolvente deben ser lo suficientemente intensas como para competir con aquellas entre las partículas del soluto y las que hay entre las partículas del disolvente. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
4.
Disoluciones ¿Cómo se
forma una disolución? A medida que se forma una disolución el disolvente separa las partículas de soluto y las rodea o solvata. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
5.
Disoluciones ¿Cómo se
forma una disolución? © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Si una sal iónica es soluble en agua, se debe a que las interacciones ión-dipolo son lo suficientemente intensas para superar la energía de red del cristal salino.
6.
Disoluciones Cambios de
energía en disoluciones • Tres procesos afectan los aspectos energéticos de la disolución: – La separación de las partículas del soluto. – La separación de las partículas del disolvente. – Nuevas interacciones entre el soluto y el disolvente. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
7.
Disoluciones Cambios de
energía en disoluciones © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. El cambio de entalpía del proceso general depende del DH para cada una de estas etapas. ΔHdisol = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 Proceso endotérmico Proceso endotérmico
8.
Disoluciones ¿Por qué
suceden los procesos endotérmicos? © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Las cosas no tienden a suceder espontáneamente (es decir, sin intervención externa) a menos que se disminuya la energía del sistema. ΔHdisol > 0 exotérmica Interacción soluto-disolvente débil
9.
Disoluciones ¿Por qué
suceden los procesos endotérmicos? © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Sin embargo, sabemos que en algunos procesos, como la disolución de NH4NO3 en agua, se absorbe calor, no se libera.
10.
Disoluciones La entalpía
es sólo una parte del cuadro La razón es que el aumento del desorden o aleatoriedad (conocido como entropía) de un sistema tiende a disminuir la energía del sistema. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
11.
Disoluciones La entalpía
es sólo una parte del cuadro Así que aunque la entalpía puede incrementarse, la energía total del sistema puede disminuir si el sistema se vuelve más desordenado. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
12.
Disoluciones Alumno, ¡cuidado!
Debido a que una sustancia desaparece cuando llega a estar en contacto con un disolvente, no significa que la sustancia se disolvió. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
13.
Disoluciones Alumno, ¡cuidado!
• La disolución es un cambio físico —puede recuperarse el soluto original evaporando el disolvente. • De no ser así, la sustancia no se disolvió, reaccionó. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
14.
Disoluciones Tipos de
disoluciones © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. • Saturadas – En una disolución saturada, el disolvente contiene la mayor cantidad de soluto posible a esa temperatura. – El soluto disuelto está en equilibrio dinámico con las partículas del soluto sólidas.
15.
Disoluciones Tipos de
disoluciones • Insaturadas – Si la disolución es insaturada, menos soluto del que puede disolverse a esa temperatura se dispersa en el disolvente. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
16.
Disoluciones Tipos de
disoluciones • Sobresaturada – En las disoluciones sobresaturadas, el disolvente contiene más cantidad de soluto de lo que es generalmente posible a esa temperatura. – Estas disoluciones son inestables; la cristalización generalmente se estimula adicionando “cristal semilla” o raspando el lado del vaso de precipitado. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
17.
Disoluciones Factores que
afectan la solubilidad • Los químicos utilizan el axioma “semejante disuelve a semejante” para decir que: – Las sustancias polares tienden a disolverse en disolventes polares. – Las sustancias no polares tienden a disolverse en disolventes no polares. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
18.
Disoluciones Factores que
afectan la solubilidad © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Mientras más similares sean las atracciones intermoleculares, más probable es que una sustancia sea soluble en otra.
19.
Disoluciones Factores que
afectan la solubilidad La glucosa (la cual tiene puentes de hidrógeno) es muy soluble en agua, mientras que el ciclohexano (el cual sólo tiene fuerzas de dispersión) no lo es. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
20.
Disoluciones Factores que
afectan la solubilidad • La vitamina A es soluble en compuestos no polares (como grasas). • La vitamina C es soluble en agua. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
21.
Disoluciones Gases en
una disolución • En general, la solubilidad de los gases en agua aumenta con el incremento de masa. • Las moléculas más grandes tienen fuerzas de dispersión más intensas. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
22.
Disoluciones Gases en
una disolución © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. • La solubilidad de líquidos y sólidos no cambia apreciablemente con la presión. • La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a su presión.
23.
Disoluciones LEY DE
HENRY La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución: c = kP c= M gas disuelto P= presión (atm) del gas sobre la disolución k= constante de Henry (depende de temperatura) (mol/l – atm) © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
24.
Disoluciones EJERCICIO Calcular
la concentración molar del oxígeno en agua a 25 oC para una presión parcial de 0,22 atm. La constante de la ley de Henry para el oxígeno es de 1,3 x 10 -3 mol/l-atm. c = kP c = 2,86 x 10 -4 mol/l c = 2,86 x 10 -4 M © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
25.
Disoluciones Ley de
Henry Sg = kPg Donde: • Sg es la solubilidad del gas. • k es la constante de la ley de Henry para ese gas en ese disolvente. • Pg es la presión parcial del gas sobre el líquido. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
26.
Disoluciones EJERCICIO La
solubilidad del nitrógeno gaseoso en agua a 25 oC y 1 atm es de 6,8 x 10 -4 mol/l. ¿Cuál es la concentración (M) del nitrógeno disuelto en agua bajo condiciones atmosféricas? La presión parcial del nitrógeno gaseoso en la atmósfera es de 0,78 atm. Sg = kPg k= (6,8 x 10 -4 mol/l)/1atm © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. k = 6,8 x 10 -4 mol/l. atm c = kP C. Atmosféricas: P = 0,78 atm c= 6,8 x 10 -4 mol/l. atm x 0,78 atm = 5,3 x 10-4 M
27.
Disoluciones Temperatura ©
2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Por lo general, la solubilidad de los solutos sólidos en disolventes líquidos aumenta con el incremento de temperatura.
28.
Disoluciones Temperatura ©
2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. • Lo opuesto es verdadero para los gases: – Las bebidas suaves carbonatadas son más “burbujeantes” si se almacenan en el refrigerador. – Los lagos cálidos tienen menos O2 disuelto en ellos que los lagos fríos.
29.
Formas de expresar
las concentraciones de las disoluciones
30.
Disoluciones Porcentaje de
masa % de masa = de A masa de A en la disolución masa total de la disolución ´ 100 © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
31.
Disoluciones Partes por
millón y partes por billón ppm = masa de A en la disolución masa total de la disolución © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. ´ 106 Partes por millón (ppm) Partes por billón (ppb) masa de A en la disolución ´ 109 ppb = masa total de la disolución
32.
Disoluciones Fracción molar
(X) © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. moles de A X total de moles en la disolución A = • En algunas aplicaciones se necesita la fracción molar del disolvente, no del soluto. – ¡Asegúrese de encontrar la cantidad que necesite!
33.
Disoluciones Molaridad (M)
© 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. mol de soluto M = L de disolución • Recordará esta medida de concentración del capítulo 4. • Dado que el volumen depende de la temperatura, la molaridad puede cambiar con la temperatura.
34.
Disoluciones Molalidad (m)
© 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. mol de soluto m = kg de disolvente Dado que los moles y la masa no cambian con la temperatura, la molalidad (a diferencia de la molaridad) no depende de la temperatura.
35.
Disoluciones Cambio de
molaridad a molalidad © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Si se conoce la densidad de la disolución, puede calcularse la molalidad a partir de la molaridad y viceversa.
36.
Disoluciones Propiedades coligativas
• Los cambios en las propiedades coligativas sólo dependen del número de partículas del soluto presentes, no de la identidad de las partículas del soluto. • Entre las propiedades coligativas están: – Disminución de la presión de vapor. – Elevación del punto de ebullición. – Disminución del punto de fusión. – Presión osmótica. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
37.
Disoluciones Presión de
vapor Debido a la atracción intermolecular soluto-disolvente, las concentraciones más altas de solutos no volátiles dificultan que el disolvente escape a su fase de vapor. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
38.
Disoluciones Presión de
vapor Por lo tanto, la presión de vapor de una disolución es menor que la del disolvente puro. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
39.
Disoluciones Ley de
Raoult La presión parcial de un disolvente en una disolución, P1 está dada por la presión de vapor del disolvente puro P°1 multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución X1 P1 = X1P°1 donde: – X1 es la fracción molar del disolvente en disolución – P°1 es la presión de vapor normal del disolvente puro a esa temperatura. – P1 presión parcial de un disolvente en una disolución © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
40.
Disoluciones Ley de
Raoult Para disoluciones que contengan un sólo soluto, X1 = (1 – X2) X2 = Fracción molar del soluto Por lo tanto: PA = XAP°A P1 = (1 – X2 )P°1 P°1 – P1 = ΔP = X2 P°1 La disminución de presión de vapor (ΔP), es directamente proporcional a la concentración del soluto (X) © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
41.
Disoluciones EJERCICIO Calcule
la presión de vapor de una disolución preparada al disolver 218 g de glucosa (C6H12O6) en 460 ml de agua a 30 oC ¿Cuál es la disminución en la presión de vapor? Presión de vapor del agua a 30 oC es 31,82 mmHg. D agua es 1,0 g/ml © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. P1 = X1P°1 Xagua =0,955 P°1 = 31,82 mm Hg R = 30,4 mm Hg Δ = (31,82 – 30,4)mmHg = 1,4 mmHg
42.
Disoluciones EJERCICIO Calcule
la presión de vapor de una disolución preparada al disolver 82,4 g de úrea (MM = 60 g/mol) en 212 ml de agua a 35 oC ¿Cuál es la disminución en la presión de vapor? Presión de vapor del agua a 35 oC es 42,18 mmHg. D agua es 1,0 g/ml P1 = X1P°1 © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
43.
Disoluciones Elevación del
punto de ebullición y disminución del punto de congelación © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Las interacciones soluto no volátil-disolvente también ocasionan que las disoluciones tengan puntos de ebullición más altos y puntos de congelación más bajos que el disolvente puro.
44.
Disoluciones Elevación del
punto de ebullición © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. • El cambio en el punto de ebullición es proporcional a la molalidad de la disolución: DTb = Kb m donde Kb es la constante de la elevación del punto de ebullición molal, una propiedad del disolvente. DTb se adiciona al punto de ebullición normal del disolvente.
45.
Disoluciones Elevación del
punto de ebullición © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. • El cambio en el punto de congelación puede determinarse de forma similar: DTf = Kf m • Aquí Kf es la constante de la disminución del punto de congelación molal del disolvente. DTf se sustrae del punto de ebullición normal del disolvente.
46.
Disoluciones Elevación del
punto de ebullición y disminución del punto de congelación DTb = Kb m DTf = Kf m © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Observe que en ambas ecuaciones, DT no depende de cuál sea el soluto, sólo de cuántas partículas se disuelven.
47.
Disoluciones Propiedades coligativas
de los electrolitos Dado que estas propiedades dependen del número de partículas disueltas, las disoluciones de electrolitos (los cuales se disocian en la disolución) debieran de mostrar cambios mayores que las de no electrolitos. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
48.
Disoluciones Propiedades coligativas
de los electrolitos Sin embargo, una disolución 1M de NaCl no mostrará el doble del cambio en el punto de congelación a diferencia de lo que lo hace una disolución 1M de metanol. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
49.
Disoluciones Factor de
van’t Hoff © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Un mol de NaCl en agua realmente no da origen a dos moles de iones.
50.
Disoluciones Factor de
van’t Hoff © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Algo del Na+ y del Cl– se reasocia por un corto periodo de tiempo, por lo que la verdadera concentración de partículas es un poco menor al doble de la concentración del NaCl.
51.
Disoluciones Factor de
van’t Hoff • La reasociación es más probable a concentraciones mayores. • Por lo tanto, el número de partículas presentes es dependiente de la concentración. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
52.
Disoluciones Factor de
van’t Hoff • Se modifican las ecuaciones anteriores multiplicándolas por el factor de van’t Hoff, i. DTf = Kf m i © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
53.
Disoluciones Ósmosis •
Algunas sustancias forman membranas semipermeables que permiten que algunas partículas pequeñas las atraviesen, pero bloquean partículas más grandes. • En los sistemas biológicos, la mayoría de las membranas semipermeables permiten que el agua las atraviese, pero no permiten que lo hagan los solutos. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
54.
Disoluciones Ósmosis En
la ósmosis existe movimiento neto del disolvente del área de concentración del disolvente más alta (concentración del soluto más baja) a la de concentración del disolvente más baja (concentración del soluto más alta). © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
55.
Disoluciones Presión osmótica
La presión requerida para detener la ósmosis, conocida como presión osmótica, p, es: nV p = ( )RT = MRT donde M es la molaridad de la disolución. Si la presión osmótica es la misma en ambos lados de una membrana (es decir, las concentraciones son iguales), las disoluciones son isotónicas. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
56.
Disoluciones EJERCICIO La
presión osmótica promedio del agua de mar, es aproximadamente de 30 atm a 25 °C. Calcule la concentración molar de una disolución acuosa de sacarosa (C12H22O11) que es isotónica con el agua de mar : nV p = ( )RT = MRT R = 1,23 M ¿Cuál es la presión osmótica (atm) de una disolución de úrea 0,884M a 16 °C. CO(NH2)2 © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
57.
Disoluciones Ósmosis en
células sanguíneas • Si la concentración del soluto fuera de la célula es mayor que la de adentro de la célula, la solución es hipertónica. • El agua fluirá hacia fuera de la célula y sucederá crenación. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
58.
Disoluciones Ósmosis en
células • Si la concentración del soluto fuera de la célula es menor que la de adentro de la célula, la solución es hipotónica. • El agua fluirá hacia dentro de la célula y sucederá hemólisis. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
59.
Disoluciones Coloides A
las suspensiones de partículas mayores a las de iones o moléculas individuales, pero demasiado pequeñas como para sedimentarse por gravedad, se les llama coloides. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
60.
Disoluciones Efecto Tyndall
© 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. • Las suspensiones coloidales pueden dispersar rayos de luz. • A este fenómeno se le conoce como efecto Tyndall.
61.
Disoluciones Coloides en
sistemas biológicos Algunas moléculas tienen un extremo polar hidrofílico (afín con el agua) y un extremo no polar hidrofóbico (sin afinidad con el agua) . © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
62.
Disoluciones Coloides en
sistemas biológicos © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. El estearato de sodio es un ejemplo de esa molécula.
63.
Disoluciones Coloides en
sistemas biológicos Estas moléculas pueden auxiliar en la emulsificación de grasas y aceites en disoluciones acuosas. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
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