Material: Disoluciones y propiedades coligativas

Curso: IV Medio Plan Común Guía N°: Asignatura: Química

Temática: Disoluciones Químicas Fecha Inicio: 21/092020 Fecha Entrega: 19/10/2020

Profesor: Roberto Ríos R e-mail: robertoriosr@gmail.com

DISOLUCIONES

1. MEZCLAS Las mezclas están formadas por varias sustancias, en que sus componentes conservan todas sus propiedades como sustancias separadas; es decir, no se han alterado al formar parte de una mezcla. 2. DISPERSIONES Mezclando una sustancia con otra, si la primera está fraccionada en pequeñas

partículas, diremos que preparamos una dispersión. De acuerdo con el tamaño de las partículas dispersas en el medio dispersante, podemos clasificar las dispersiones en tres categorías: I) Suspensiones El tamaño medio de las partículas es mayor a 100 m (1m = 10-6mm). Estas mezclas pueden separarse fácilmente por filtración o centrifugación. Las partículas son visibles

a simple vista o al microscopio, ya que son mezclas heterogéneas. Cuando la materia en suspensión es un líquido como aceite, y sus gotitas son tan pequeñas que pasan por filtro y no se depositan con facilidad, la mezcla es una emulsión. II) Coloides El tamaño de las partículas es menor que 100 m, pero mayor que 1 m. Los coloides

son sistemas heterogéneos ya que sus partículas son visibles a través de un microscopio. Los coloides dispersan la luz y son soluciones opacas. La niebla es un coloide donde la sustancia dispersada (soluto) es un líquido; el agua. La sustancia dispersadora (disolvente) es un gas; el aire. Los coloides están formados por partículas clasificadas como macromoléculas y se denominan micelas o tagmas.

III) Disoluciones El tamaño medio de las partículas es inferior a 1 m. Son mezclas homogéneas entre

un soluto y un solvente (disolvente). El soluto es el componente minoritario mientras que el disolvente se encuentra en mayor proporción en masa. Las soluciones se pueden clasificar según el estado de agregación de sus componentes:

Así tenemos por ejemplo: SOLUTO SOLVENTE GAS LÍQUIDO (UNA BEBIDA GASEOSA) LÍQUIDO SÓLIDO (MERCURIO EN COBRE) SÓLIDO GAS (POLVO MUY FINO EN AIRE

En general: ESTADO LÍQUIDO (SOLVENTE) gas en líquido: CO2 disuelto en H2O líquido en líquido: alcohol disuelto en H2O o en éter sólido en líquido: azúcar disuelto en H2O

ESTADO SÓLIDO (SOLVENTE) gas en sólido: hidrógeno disuelto en Platino o Paladio

líquido en sólido: mercurio disuelto en cobre sólido en sólido: oro disuelto en plomo ESTADO GASEOSO (SOLVENTE) gas en gas: todas las mezclas de gases (aire por ejemplo)

SOLUBILIDAD Máxima cantidad cantidad de sustancia que puede ser disuelta a una temperatura dada

en una cierta cantidad de disolvente con el propósito de formar una solución estable. La solubilidad se puede expresar en g/L o [ ] molar. Cuando se ha disuelto el máximo de soluto en un volumen de disolvente se dice que la disolución está saturada. Al agregar mayor cantidad de soluto a una disolución saturada el soluto no se disuelve más.

POLARIDAD DE SUSTANCIAS En química se dice que las sustancias polares deben ser solubles en sustancias polares. No es posible disolver un soluto polar en un solvente apolar y viceversa. Un ejemplo:

HCl (g) + H2O(ℓ) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

Al reaccionar con el agua, el cloruro de hidrógeno (HCl gaseoso), debe inicialmente disolverse; ahora, sabemos que HCl es polar y el agua también lo es. Se forma una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl acuoso). Ojo: La gran mayoría de sustancias iónicas se disuelven en sustancias polares, aún cuando sean aparentemente apolares (simétrica). SOLUBILIDAD DE GASES EN LÍQUIDOS Presión La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión aplicada por el gas sobre el líquido.

Al aumentar la presión de un gas en un disolvente líquido, las moléculas de gas se aproximan y el número de colisiones por segundo que las moléculas de gas experimentan con la superficie del líquido aumenta. Cuando esto ocurre, la velocidad con que las moléculas de soluto (gas) entran en la solución también se torna mayor, sin que aumente de la velocidad con que las moléculas de gas se escapan. Esto provoca un aumento en la solubilidad del soluto gaseoso en el solvente líquido

Temperatura La solubilidad de un gas en un líquido disminuye con un aumento de temperatura. Es

por eso que, si calentamos una bebida gaseosa, el gas será expulsado de la mezcla. Por el contrario, si el soluto es un sólido iónico, el aumento de la temperatura provoca unaumento en la solubilidad de éste.

En general:

SOLUBILIDAD DE SÓLIDOS EN LÍQUIDOS En general, la solubilidad de un sólido aumenta con la temperatura y sólo algunas sustancias disminuyen su solubilidad. Analicemos esto a través de algunas curvas de solubilidad, relacionando la disolución de varios solutos en 100 g. de agua, en función de la temperatura.

Note que, en general, la solubilidad aumenta con la temperatura. A pesar de que el NH3 es un gas, se incluye en el gráfico para hacer hincapié

que respecto al aumento de temperatura la solubilidad de éste en 100 gramos de agua disminuye.

Observe una de las curvas de la solubilidad del gráfico anterior, por ejemplo la de KNO3; a 30º C se disuelven, un máximo de 40 g de KNO3 en 100 g de H2O. A 40º C, el límite pasa a ser 60 g en los mismos 100 g de H2O.

El sulfato de cerio Ce2(SO4)3 es una de las excepciones. El aumento de

temperatura de una solución acuosa de esta sal provoca una disminución de la solubilidad.

Una de las utilidades de las curvas de solubilidad es determinar cual es la sustancia más soluble a una determinada temperatura.

Ejemplos:

¿Cuál es la sustancia más soluble en 100 g de H2O: KNO3 o NaNO3? Respuesta: Bajo los 50ºC, el nitrato de sodio es más soluble que el nitrato de potasio.

A 75ºC, las solubilidades de ambas sales son iguales. Sobre los 75ºC, el nitrato de potasio pasa a ser más soluble.

Tipos de Disoluciones Se considera que una disolución está INSATURADA (no saturada) si la masa de soluto

disuelto es menor que la correspondiente a la de saturación (máxima cantidad de soluto disuelto en condiciones de temperatura y presión). En ocasiones la masa de soluto DISUELTO puede ser temporalmente mayor que la correspondiente a la de saturación. Se dice entonces que la solución está SOBRESATURADA. Una solución es SATURADA cuando contiene la máxima cantidad de soluto disuelto en

condiciones dadas de temperatura y presión. De acuerdo con el gráfico anterior a 80ºC podemos disolver totalmente 50 gramos de KCl en 100 gramos de agua. También podemos inferir que a OºC, logramos disolver de manera estable 357 g. de sal (NaCl) en 1 litro de agua esta solución está saturada. Soluciones diluidas: Es toda solución que presenta hasta 0,1 equivalente - gramo de soluto por litro de solución. Solución concentrada: Es toda solución que presenta más de 0,1 equivalente-gramo de soluto por litro de solución. En general, podemos tener soluciones:

concentradas y saturadas concentradas e insaturadas concentradas y sobresaturadas

diluidas y saturadas diluidas e insaturadas diluidas y sobresaturadas

Pero nunca, diluidas y concentradas!!!!

Los Electrolitos Los compuestos que al disolverse en agua generan iones, permitiendo la conducción de la corriente eléctrica a través de una disolución se denominan ELECTROLITOS. Se conocen 2 tipos generales de electrolitos: Fuerte: disociación 100%, muy solubles y gran conductividad eléctrica. Débiles: disociación

Porcentaje masa-masa (% m/m): gramos de soluto por 100 gramos de solución. Porcentaje masa-volumen (% m/v): gramos de soluto por 100 mL de solución. Porcentaje volumen-volumen (%v/v): mL de soluto en 100 mL de disolución

CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS Molaridad (M): es el número de moles de soluto que hay en 1 litro de solución.

Generalmente, se trabaja con soluciones acuosas (solvente; agua), entonces, como suponemos que el solvente es agua, para expresar la molaridad solamente necesitamos un número, que nos indique cuantos moles de soluto entran en un litro de solución, y una fórmula que nos diga cual es el soluto. Así HCl 0,25 molar (escrito

también HCl 0,25 M) indica una concentración correspondiente a 0,25 mol de HCl por litro de solución acuosa. Como la molaridad solamente nos indica la concentración de la solución pero no el volumen que tenemos de ésta, generalmente se debe dar la cantidad con que se trabaja a fin de saber el total disponible de reactivo.

El número total de moles de soluto es igual a: (molaridad) x (volumen en litros); unitariamente este es correcto, ya que: moles = (Moles/litros) x (litros) = moles Es decir, n = M · V en que: n = moles de soluto

M = Molaridad V = Volumen de la solución en litros Molalidad (m): es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de solvente.

Por ejemplo, NaCl 0,1 m significa una solución compuesta por 0,1 moles de NaCl disuelto en 1000 gramos de H2O, suponiendo que si no se menciona algún solvente en particular estaremos hablando de soluciones acuosas. Normalidad (N): es el número de equivalente-gramos de soluto en un litro de solución.

Fracción Molar (X): es el número de moles de un componente de una solución dividido por el número total de moles de la solución. Esta forma de expresar la concentración es especialmente utilizada en soluciones de gases y no acuosas. Para una solución de un sólo soluto, tenemos:

Observe que fracción molar es un número adimensional comprendido entre O y 1.

Observe también que la suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es

igual a 1:

Densidad (d): Densidad o masa específica de una solución es definida como el cuociente entre la masa de la solución y el volumen de la propia solución.

La densidad puede ser expresada en g/L, g/cm3 (o en g/mL)

Relaciones útiles entre unidades de concentración a) Relación entre % P/P y % P/V: % P/V = d · % P/P (d = densidad de la solución)

b) Relación entre % P/V y Molaridad:

c) Relación entre % P/P y Molaridad:

d) Relación entre % P/V y molalidad:

e) Relación entre % P/P y molalidad:

f) Relación entre Normalidad y Molaridad:

DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES

Diluir una solución significa adicionar solvente.

El volumen de la solución 1 es V1, su molaridad es M1 y los moles de soluto que contiene es n1 = M1·V1. Análogamente para la solución 2, su volumen es V2, su concentración M2 y los moles de soluto que contiene n2 = M2·V2.

Los moles de soluto que contienen ambas soluciones es la misma, ya que para obtener la solución 2, sólo se agregó solvente, y la cantidad de soluto no se modifica. Visto esto, se puede expresar que:

M1 > M2 V1 < V2 n1 = n2 y como n1 = M1·V1 y n2 = M2·V2:

MEZCLAS DE DISOLUCIONES Consideremos dos soluciones conteniendo los moles n1 y n2 de un mismo soluto.

En la mezcla, adicionamos los moles de soluto y adicionamos los volúmenes. Los volúmenes se suponen aditivos solo cuando las soluciones son diluidas. En estricto rigor, se deben calcular las masas de cada solución con las densidades y sus

respectivos volúmenes. Las masas resultantes se suman. Con la densidad (conocida) de la solución final, se calcula el volumen final de la solución.

Por lo tanto, la concentración final será:

Observe que consideramos los volúmenes aditivos. Por eso, las concentraciones son calculadas como “ponderaciones medias” de las soluciones que fueron inicialmente mezcladas.

LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LA MATERIA Sabemos que el agua congela a 0ºC y hierve a 100ºC a la presión normal de 1 atmósfera, sin embargo, al disolver un poco de sal común en agua, esta congelará bajo 0ºC y hervirá sobre los 100ºC a la misma presión. Lo que ocurre con el agua, es válido también para otros solventes. El efecto de la sal de igual forma lo realizan otros solutos, siempre y cuando sean no-volátiles. Estos fenómenos son denominados efectos de las Propiedades Coligativas de las Soluciones.

Es interesante notar que las intensidades de estos fenómenos dependen sólo del número de partículas (moléculas o iones) que existen en la solución, sin importar la naturaleza de ésta. De este modo, si x moléculas de azúcar disueltas en 1 litro de agua, provocan un aumento de la temperatura de ebullición del agua, de 100ºC a 101ºC, podemos verificar que otras x moléculas o iones de cualquier sustancia provocarán exactamente el mismo efecto. En general se dice que las propiedades

coligativas de una disolución dependen de la “colección” de partículas, esto es, del número de éstas en el solvente correspondiente. Las 4 propiedades son: 1. Reducción de la presión de vapor de un líquido. 2. Aumento de la temperatura de ebullición. 3. Descenso en la temperatura de fusión.

4. Osmosis.

1. Disminución de la presión de vapor de un líquido Cuando tenemos un líquido en un recipiente abierto, el líquido se evapora continuamente, esto es, cambia de estado físico. La evidencia es que al cabo de cierto tiempo el recipiente se encontrará seco.

En un líquido, todas las partículas (moléculas) tienen gran velocidad, sin embargo, algunas poseen un poco más de energía, lo que les permite vencer las fuerzas de atracción intermoleculares y "escapar" del resto. Este fenómeno se denomina evaporación. Con el pasar del tiempo, evidentemente el recipiente terminará por quedar vacío. Consideremos ahora un líquido dentro de un recipiente cerrado donde, inicialmente, existió vacío (presión = 0). En un comienzo el líquido se evapora rápidamente y después se evapora con menor velocidad. Pasado un tiempo el líquido "cesa" (al menos aparentemente) de evaporarse. Las partículas escapan del líquido y pasan a la fase de vapor, y al estar cerrado el recipiente, las partículas no tienen por donde escapar. En la fase gaseosa, las partículas se mueven a alta velocidad, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene. Algunas moléculas retornan a la fase

líquida, a partir de un cierto instante. Con ello el número de partículas que "escapan" se iguala al número de partículas que "retorna" por unidad de tiempo. A partir de ese instante la evaporación (aparentemente) se detiene. Sin embargo lo correcto es que la velocidad de evaporación del líquido se igualó con la velocidad de condensación de sus vapores.

En este instante, diremos que se estableció un Equilibrio Dinámico entre el líquido y

sus vapores, diremos también que los vapores son saturados y que se consiguió la presión máxima de vapor del líquido. Conviene definir la Presión máxima de vapor de un líquido como la presión ejercida por sus vapores (vapores saturados), cuando están en equilibrio dinámico con el líquido. La temperatura y la naturaleza del líquido son factores que influyen en la presión de vapor.

Si la experiencia anterior se realizara, no con un líquido puro, sino que con una solución notaríamos que la presión máxima de vapor ahora es menor, debido a la adición de un soluto no volátil. Pareciera como si las moléculas de soluto "estorbasen" la evaporación de las moléculas de solvente, disminuyendo la evaporación de la solución y, consecuentemente, disminuyendo la presión máxima de vapor de la solución. En una solución diluida de un soluto no-volátil y no-iónico, la disminución de la presión

máxima de la solución es igual al producto de la presión máxima de vapor del solvente puro y la fracción molar del soluto (ley de Raoult).

2. Aumento en la temperatura de ebullición Ya dijimos que, mientras el agua hierve a 100ºC, una solución, por ejemplo, de

sacarosa en agua hervirá sobre los 100ºC, a la presión de 1 atmósfera. La elevación de la temperatura de ebullición de un líquido, es ocasionada por la disolución de un soluto no-volátil. Cuando una sustancia pasa del estado líquido al estado gaseoso, el fenómeno se conoce como vaporización del líquido, y puede ocurrir de dos maneras:

por evaporación, que es una vaporización lenta y que ocurre solamente en la

superficie del líquido. por ebullición, que es una vaporización turbulenta, con participación de todo el

líquido. Podemos decir que un líquido entra en ebullición cuando la presión máxima de sus vapores (Po) se iguala con la presión externa (presión atmosférica). Al disolver un soluto no-volátil en un líquido, la presión máxima de vapor disminuye (la

solución emite menos vapores) por lo tanto, se necesitará mayor temperatura para hervir la solución.

La elevación de la temperatura de ebullición de una solución ( te) es la diferencia entre la temperatura de inicio de la ebullición de la solución (t) y la temperatura de ebullición del solvente puro (to), ambos a la misma presión.

3. Descenso en la temperatura de fusión

La temperatura de fusión es aquella en donde la fase sólida de una sustancia se transforma en fase líquida, o viceversa. Así, mientras el agua pura congela a 0ºC a

presión normal, una solución de sacarosa en agua congelará bajo 0ºC, en las mismas condiciones. Para lograr la congelación es necesario disminuir de manera gradual la temperatura de la sustancia. Mientras esto ocurre, la energía cinética de las partículas disminuye. Cuando se inicia la congelación, las moléculas se ordenan en una estructura definida y compacta, así comienza a conformarse la fase sólida.

Cuando se establece el equilibrio entre la fase sólida y líquida, la temperatura del sistemas se denomina “temperatura de congelación”. Si existe algún soluto en el seno del líquido, éste provoca una disminución de la rapidez con que las moléculas de líquido pasan a la fase sólida. Como respuesta al fenómeno y para restablecer nuevamente el equilibrio dinámico hay que enfriar aún más la solución.

La disminución de la temperatura de fusión (congelación) respecto a la del solvente puro (líquido) es directamente proporcional al número de partículas de soluto.

El descenso de la temperatura de fusión (tc) es la diferencia entre la temperatura de congelación del solvente puro (to) y la temperatura de inicio de congelación de la solución (t).

4. Osmosis

La osmosis es un fenómeno físico que consiste en el paso selectivo de moléculas de un líquido (solvente) desde aquel lugar con menor concentración de soluto a otro más concentrado, atravesando una membrana semipermeable porosa. Es común el fenómeno en las membranas plasmáticas de las células, las membranas de diálisis y en algún filtro poroso como el papel celofán. La presión osmótica se produce por la tendencia de las moléculas de agua a pasar

desde una zona de menor concentración a otra de mayor concentración (contra un gradiente), con el propósito de igualar ambos lados de la membrana. Pues bien, la presión osmótica es el valor que alcanza la presión hidrostática de la disolución originalmente más concentrada en el momento en que se interrumpe el paso de moléculas de agua hacia su seno. Se sabe que el comportamiento de las partículas de un soluto en una solución diluida

es muy parecido al de los gases, ya que ocupan siempre todo el volumen de la disolución y presentan una interacción entre partículas casi nula por estar rodeadas por el solvente. Con lo anterior se expresa la presión osmótica de una solución diluida con una ecuación parecida a la de los gases ideales.

donde:

= presión osmótica de la solución (atmósferas) V = volumen de la solución (litros) T = temperatura absoluta de la solución (K) n1 = número de moles de soluto R = constante universal de los gases ideales = 0,082atm . l/mol.K m1 = masa del soluto M1= masa molar del soluto