Estado líquido y soluciones.pptx

ESTADO LIQUIDO-SOLUCIONES
CAPÍTULO VI

Naturaleza y Propiedades Generales de los Líquidos
Dra. Sonia Pilar de Estragó

Propiedades de los líquidos
Comparación molecular entre sólidos y líquidos
GASES
-Desorden total
-Partículas tienen completa
libertad de movimiento.
-Partículas tienden a estar
alejadas entre si
- Forma y volumen
indeterminado.
LÍQUIDOS
-Menor desorden
-Partículas tienen
movimiento relativo entre si
-Partículas tienen mayor
cohesión (juntas)
- Forma determinada al
recipiente que los contiene
SÓLIDOS
-Orden
-Partículas fijas en una
posición determinada.
-Partículas unidas entre si
- Forma y volumen
determinado
Calentar
Enfriar
Calentar
o reducir
presión
Enfriar o
comprimir

Viscosidad
La viscosidad es la resistencia de un líquido a fluir.
 Un líquido fluye cuando las moléculas resbalan unas sobre otras.
 La viscosidad será mayor cuando las fuerzas intermoleculares
sean más fuertes.
Tensión superficial
La energía necesaria para aumentar el área superficial de un líquido.
 La superficie de un líquido se comporta como una membrana o barrera
 Esto se debe a las desiguales fuerzas de atracción entre las moléculas
y la superficie

- Fuerzas de cohesión que unen las moléculas unas a otras.
- Fuerzas de adhesión que unen las moléculas a la superficie.
La forma del menisco en la superficie de un líquido:
» Si las fuerzas adhesivas
son mayores que las
fuerzas de cohesión, la
superficie del líquido es
atraída hacia el centro del
contenedor. Por ello, el
menisco toma forma de U.
» Si las fuerzas de
cohesión son mayores que
las de adhesión, el menisco
se curva hacia el exterior.

Capilaridad:
Cuando un tubo de vidrio muy estrecho (capilar) se introduce en
un líquido, el nivel del menisco sube y a este efecto se le conoce como
capilaridad.

Equilibrio líquido-vapor
Presión de vapor
Moléculas en estado vapor
Moléculas que pasan a vapor (se vaporizan)
Moléculas que pasan al líquido (se condensan)

Cuando la velocidad de condensación se hace igual a la velocidad
de vaporización, el líquido y el vapor están en un estado de equilibrio
dinámico:
Líquido Vapor
La presión ejercida por el vapor se mantiene constante una vez
alcanzado el equilibrio dinámico, y se conoce como presión de vapor de
un líquido.
 La presión de vapor de un
líquido siempre aumenta al aumentar
la temperatura.
Pv
Tª

Punto de ebullición
- Un líquido hierve a una temperatura a la que su presión de vapor igual a
la presión sobre su superficie.
- Hay dos formas para conseguir que un líquido hierva:
· Aumentar la Tª
· Disminuir la presión
- Si Pext = 1 atm  Punto de ebullición normal

Cambios de fases
Solidificación
Fusión
Condensación
Vaporización
Sublimación Deposición o
sublimación
regresiva
Sólido
Gas
líquido
E
N
E
R
G
I
A

Cambios de estados
 Sublimación : Hsub > 0 (endotérmico).
 Vaporización : Hvap > 0 (endotérmico).
 Fusión : Hfus > 0 (endotérmico).
 Deposición : Hdep < 0 (exotérmico).
 Condensación : Hcon < 0 (exotérmico).
 Solidificación : Hfre < 0 (exotérmico).
Cambios energéticos que acompañan a los cambios de fase:
ΔHvap = Hvapor – Hliquid = - ΔHcondensation
Ejemplo: Vaporización

Diagramas de fases
CURVA DE CALENTAMIENTO
Es un representación del cambio de Tª frente al calor añadido
Calor añadido (cada división corresponde a 4 kJ)
Hielo
Hielo y agua liq (fusión)
Agua líquida
Agua líquida y vapor
(vaporización)
Vapor de agua

Diagramas de fases
Un diagrama de fases es un gráfico que muestra las presiones y
temperaturas a las que están en equilibrio diferentes fases. (Se
representa la T vs P)
Punto
Triple
Temperatura
Presión
Punto de :
-Ebullición/condensación
-Sublimación
-Fusión/Congelación

El agua, líquido vital para la vida
El agua es el compuesto
mas abundante en la
superficie de nuestro
planeta.
Lamentablemente, el 94%
es agua salada y no es apta
para consumo humano.
El restante 6% está en hielo
glaciar, subsuelo, ríos y
lagos.

Agua subterránea
El agua subterránea es la
que se encuentra en el
subsuelo y es la más usada
en nuestro país.
Se extrae por medio de
pozos perforados hasta 600
metros.
Su recarga es muy lenta
(decenas a cientos de años).

Química del agua (H2O)
El agua (H2O), nunca es
pura. Siempre tiende a
disolver minerales.
El agua potable necesita
tener entre 200 y 500 mg
de minerales disueltos en
cada litro de agua (ej.
calcio y carbonatos).

Sólidos disueltos en el agua
Los principales elementos
disueltos en el agua son:
sodio, potasio, calcio,
magnesio, carbonato, sulfato
y cloro (elementos mayores).
Sin embargo, hay una gran
cantidad de otros elementos
en proporciones muy
pequeñas (elementos traza).

Elementos traza esenciales
Los principales
elementos traza
esenciales son: Fe, Mn,
Zn, F, I, NO3, PO4, y
muchos otros.
Las concentraciones de
estos elementos
generalmente están en
unos cuantos
miligramos por cada
litro de agua (mg/l).

Elementos traza no esenciales
Sin embargo existen
mucho otros iones
disueltos en el agua
natural que no tienen
una función biológica.
Algunos de estos son:
As, Se, Pb, Cr, Cd, etc.
Sus concentraciones
generalmente están en
fracciones de mg/l.

Estructura del agua
La molécula de agua está formada por dos átomos
de H unidos a un átomo de O por medio de dos
enlaces covalentes.
El ángulo entre los enlaces H-O-H es de 104'5º.
El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno
y atrae con más fuerza a los electrones de cada
enlace.

 El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra
(igual número de protones que de electrones ), presenta una distribución
asimétrica de sus electrones,
 lo que la convierte en una molécula polar
 alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa ,
mientras que los núcleos de hidrógeno quedan parcialmente desprovistos
de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva.

Puentes de hidrógeno
 Se dan interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua
 Formándose enlaces por puentes de hidrógeno, la carga parcial negativa del
oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas
parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas
adyacentes.

Puentes de hidrógeno
 Es una unión
intermolecular entre el
hidrógeno de una
molécula de agua con el
átomo de oxígeno de
otra molécula de agua

 Aunque son uniones débiles, el hecho de que alrededor de cada molécula
de agua se dispongan otras cuatro molécula unidas por puentes de
hidrógeno permite que se forme en el agua (líquida o sólida) una estructura
de tipo reticular, responsable en gran parte de su comportamiento anómalo
y de la peculiaridad de sus propiedades fisicoquímicas.

Estados del agua a nivel molecular
 A=Sólida
 B=Líquida
 C=Gaseosa

Propiedades del agua
 Acción disolvente
 Elevada fuerza de cohesión.
 Gran calor específico
 Elevado calor de vaporización.
 Tensión superficial
 Comportamiento inusual de agua
 Punto de ebullición y fusión

Acción disolvente
 El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el
disolvente universal.
 Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su
capacidad para formar puentes de hidrógeno.

 En el caso de las disoluciones iónicas los iones de las sales son atraídos por
los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de
agua en forma de iones hidratados o solvatados.
 La capacidad disolvente es la responsable de que sea el medio donde
ocurren las reacciones del metabolismo.

Elevada fuerza de cohesión.
 Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente
unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido
casi incompresible.
 Al no poder comprimirse puede funcionar en algunos animales como un
esqueleto hidrostático.

Gran calor específico.
También esta propiedad está en relación con los
puentes de hidrógeno que se forman entre las
moléculas de agua.
El agua puede absorber grandes cantidades de
"calor" que utiliza para romper los puentes de
hidrógeno por lo que la temperatura se eleva muy
lentamente.
Esto permite que el citoplasma acuoso sirva de
protección ante los cambios de temperatura. Así se
mantiene la temperatura constante .

Elevado calor de vaporización.
 Sirve el mismo razonamiento, también los puentes de hidrógeno son los
responsables de esta propiedad.
 Para evaporar el agua , primero hay que romper los puentes y
posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía
cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa.
 Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura
de 20º C y presión de 1 atmósfera.

Tensión superficial
 Es la fuerza que mantiene unidas las moléculas de la superficie libre de los
líquidos
 El agua presenta alta tensión superficial

Comportamiento inusual de agua
 El agua es la única sustancia que al enfriarse se dilata
 Es por esto que el hielo flota sobre el agua líquida
 1 kg de agua sólida posee un mayor volumen que 1 kg de agua líquida
 D H2O líquida =1 g/ml
 D H2O sólida =0.91g/ml

Punto de ebullición y fusión del agua
 Punto de ebullición: a nivel del mar es de 100°C
 Punto de fusión: 0°C
 Sus puntos de ebullición y fusión son más elevados que la mayoría de los líquidos
 Se debe a los puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua
Punto de Punto de

Composición iónica del agua
 El agua dulce o continentales contienen 0,1% de sólidos disueltos.
 Los que se encuentran habitualmente son: CaCO3, MgCO3, NaCl, NaHCO3.
 En el agua se encuentran como iones solvatados:
Mg2+,Ca2+, Na+, CO3
2-, Cl-, HCO3
-.
 Las aguas oceánicas presentan una alta concentración de sales disueltas
especialmente: Na+, Cl -

Composición iónicas del agua

¿Qué es una solución?
Es una mezcla homogénea de dos o más
sustancias.
La sustancia que se encuentra en mayor
proporción se llama disolvente y las otras se
llaman solutos.

 La formación de soluciones es un proceso que es
termodinámicamente posible.
 Este proceso depende de la solubilidad del soluto en el
solvente.
 La solubilidad es la medida de la cantidad de soluto que
se puede disolver en un solvente dado, a cierta
temperatura. Depende de la naturaleza del solvente y la
del soluto: “lo semejante disuelve a lo semejante”, es
decir, lo polar disuelve a lo polar y lo no polar a lo no
polar.

 Respecto a los compuestos iónicos (aquellos que se
pueden ionizar), éstos se disuelven en disolventes
polares, según algunas reglas generales: Los compuestos
con los siguientes iones generalmente son solubles: Li+,
Na+, K+, NH4
+, NO3
-, ClO3
-, CH3COO-; Cl-, Br-, I– (menos
con Ag, Pb y Hg) y SO4
2- (excepto con Pb, Sr y Ba).
 En disolventes polares, los iones se “solvatan”.
 La solvatación es el proceso por el cual un ión o una
molécula se “rodea” de moléculas de disolvente. Cuando
el disolvente es agua, se habla de hidratación.

Electrolitos y no electrolitos
Las moléculas que se disuelven pueden ser
moléculas que se disocian, generando iones o
electrolitos (conducen la electricidad) y sustancias no
disociables o no electrolitos.
Los electrolitos se clasifican en fuertes o débiles
dependiendo del número de partículas iónicas
cargadas que generan al disolverse.

Tipos de soluciones
 Existen 6 tipos de soluciones, según el estado físico de los
componentes. Las soluciones más comunes son las que tienen
como disolvente al agua.
Disolvente Soluto Estado de la
solución
resultante
Ejemplos
Gas Gas Gas Aire
Líquido Gas Líquido Refrescos
Sólido Gas Sólido H2 en Paladio
Líquido Líquido Líquido Etanol en agua
Líquido Sólido Líquido NaCl en agua
Sólido Sólido Sólido Bronce, soldadura

Tipos de soluciones
 Con base en su capacidad de disolver un soluto, las soluciones
pueden ser saturadas, no saturadas y sobresaturadas.
 Una solución saturada contiene la máxima cantidad de soluto que
se disuelve en un disolvente a una temperatura específica.
 Una solución no saturada tiene menos soluto del que es capaz de
disolver un disolvente.
 Una solución sobresaturada contiene más soluto del que puede
haber en una solución saturada. Este tipo de solución es muy
inestable.

Un soluto puede separarse de la solución
sobresaturada de dos formas: por cristalización y
por precipitación.
La cristalización es el proceso de formación de
cristales, los cuales pueden ser grandes y con
una estructura definida.
La precipitación es el proceso por el que se forman
partículas pequeñas y con una estructura
indefinida.

Concentración
 La concentración de una solución es la cantidad de
soluto presente en una determinada cantidad de
solución.
 Las formas más comunes en las que se expresa son el
porcentaje, la molaridad, la molalidad, la normalidad y la
formalidad.
 Cuando se disminuye la concentración de una solución,
porque aumenta el volumen del disolvente se habla de
soluciones diluidas

 El porcentaje se refiere a la cantidad de soluto que existe en 100
partes de solución. Se puede expresar en relación a la masa y al
volumen (p/p, p/v, v/v) y se calcula:
% de soluto = masa (volumen) soluto x 100
masa de la solución
Donde
masa de la solución = masa de soluto + masa de solvente

 Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 mL o 1 litro de
solución.
Nota 1g = 1000 mg
X mg soluto → 1000 mL solución
Partes por millón (ppm)

 La molaridad se refiere al número de moles de soluto disuelto en un
litro de solución:
Molaridad = moles de soluto__
litros de solución
Sus unidades son moles/L

La molalidad es el número de moles de soluto disueltas en
un kg de solvente:
Molalidad = moles de soluto
masa de disolvente (kg)

La normalidad es el número de equivalentes
químicos en un litro de solución:
Normalidad = número de equivalentes químicos
litros de solución
Un equivalente químico es la cantidad de sustancia que se combina o
desplaza a un átomo gramo de hidrógeno. Como la valencia del
hidrógeno es 1, también hace referencia a la valencia del ión implicado.

Fracción Molar
X soluto = n soluto
n soluto + n solvente
Donde: X soluto : fracción molar de soluto
n soluto : número de moles de soluto medido en [ mol ]
n solvente : número de moles de solvente medido en [ mol ]
X solvente = n solvente
n soluto + n solvente
Donde: X solvente : fracción molar de solvente
n soluto : número de moles de soluto medido en [ mol ]
n solvente : número de moles de solvente medido en [ mol ]
X soluto + X solvente = 1
Donde: X soluto : fracción molar de soluto
X solvente : fracción molar de solvente
FRACCION MOLAR: expresa la cantidad de moles de
cada componentes en relación a la totalidad de los
moles de la disolución.

Ejemplo: % x/x
 Una solución de azúcar en agua, contiene 20g de azúcar en 70g de
solvente. Expresar la solución en % p/p.
soluto + solvente → solución
20g 70g 90g
20g azúcar → 90g solución
Xg azúcar → 100g solución
X = 20 * 100 = 22,22 %p/p
90

 Una solución salina contiene 30g de NaCl en 80 mL de
solución. Calcular su concentración en % p/v.
30g NaCl → 80 mL solución
Xg NaCl → 100mL solución
X = 30 * 100 = 37,5 %p/v
80

 Calcular la concentración en volumen de una solución alcohólica,
que contiene 15 mL de alcohol disueltos en 65 mL de solución.
15 mL alcohol → 65 mL solución
X mL alcohol → 100mL solución
X = 15 * 100 = 23 %v/v
65

Ejemplo: ppm
 Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de
KNO3 disueltos en 670 mL de solución.
En primer lugar se debe transformar los gramos a miligramos, según la
relación de arriba.
1 g → 1000 mg
0,85 g → X mg
X = 850 mg
Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres:
850 mg KNO3 → 670 mL solución
X mg KNO3 → 1000 mL solución
X = 1268,65 ppm

EJEMPLO: MOLARIDAD
Calcule la molaridad de una solución que se preparó pesando 28.7 g
de Na2SO4 y añadiendo suficiente agua hasta aforar un volumen de
500 ml.
Datos Cálculos
a=28.7g Cálculo de los litros
V= 500 ml Litros= 500 ml/1000 ml=0.5 l
Mm=142g/mol
N=0.202 moles M= 0.202 moles = 0.404 moles/l
M? 0.5 l
Respuesta
Formula ∴ la molaridad de la solución es de
M=N 0.404 M
V

EJEMPLO
¿Cuantos gramos de Kl hay en 360 ml de una solución 0.550 M?.
Datos Fórmulas
a=?
V=360 ml Número de moles = molaridad x Litros de solución
M=0.550 M N= M X V.
Masa = Número de moles X masa molar
a=n x Mm
Cálculos
n = 0.550 moles/L X 0.360 L
n = 0.198 moles
a = 0.198 moles X 166.0 g/mol
a= 32.9 gramos de KI
Respuesta
∴ hay 32.9 gramos en 360 ml de soluciòn al 0.55 M

EJEMPLO: MOLALIDAD
Se agregan 5 gramos de Acido clorhídrico a 35 grs. de agua?
cuál es la concentración de la solución o la Molalidad?
Datos Cálculos
a=5 g Cálculo de los litros
Vsolv= 35 grs Kilogramos= 35 g/1000 g=0.5 kg
Mm=37
N= M= 5/37 moles=3.92moles/Kg.
35/1000 kg
Respuesta
Formula ∴ la molalidad de la solución
m=N es de 3.92 m
Kgrs. Solv,

EJEMPLO: NORMALIDAD
Una solución contiene 0,74 g de Ca ( OH ) 2 por cada
500 ml . Calcula su normalidad.
Datos
a=0.74 g
PE Ca(OH)2 = 37 g/equiv
N= ?
Formulas
N= n equiv n equiv = a
V PE
Cálculos
n equiv = 0.74 g = 0.02 equiv N= 0.02 equiv = 0.04
equiv/lt
37 g/equiv 0.5 lt
Respuesta ∴ la 〚〛es de 0.04 Normal

EJEMPLO: FRACCION MOLAR
Una solución está formada por 324 g de H2O y 120 g de
CH3COOH. Calcula la fracción molar de cada uno.
Datos
a solu= 120 g CH3COOH.
a solv= 324 g H2O
X solu= ?
X solv= ?
Formulas
X= n solu o n solv
n totales
n= a
MM
Cálculos
MM H2O 18 g / mol MM CH3COOH = 60 g/mol
n solu= 120 g = 2 moles n solv = 324 g = 18 moles
60 g/mol 18 g/mol

X solu = 2 = 0.1 moles
2 + 18
X solv = 18 = 0.9 moles
2 + 18
Respuesta ∴ la fracciòn molar es:
•Fracción molar del soluto 0.1 mol
•Fracción molar del solvente 0.9 mol
•Fracción molar de la solución 1 mol

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