08 Soluciones I 31 03 05

Soluciones I31-03-05

QUIMICA GENERAL E INORGANICA Primer Cuatrimestre 2005

Diagrama de fases del agua

Solución

Soluciones

20 g de glucosa/100 mLde H20 300 g de glucosa/100 mLde H20

Formas de expresar concentración

1 mol

1 mol

1 mol

Molalidad

Fracción molar

Molaridad

Formas de sacar distintos calculos

Volumen x molaridad = moles Moles = moles x _1____ = volumen

Molaridad molaridad

Preparación de soluciones

Dilución

Antes de la dilución Despues de la dilución

Dilución

Agrego

solventeTransfiero

MateriaGas

Líquido

Sólido

Cambios de estado

Mezclas

Homogéneas(soluciones)

Heterogéneas

Sustancias(o especies químicas)

Compuestos Elementos

Técnicas físicas

Técnicas químicas

Técnicas de separación

Solución saturadaSolución 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.

Solubilidad

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

Soluciones saturadas

Solución sobresaturada Solución saturada en contacto con solido en exceso

Solución saturadaSolución 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.

SolubilidadSolubilidad

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.

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) Ca2+(aq) + 2OH- (aq)


La solubilidad depende:1. Soluto

2. Solvente3. Temperatura

4. Presión (para gases)

Solubilidad de los compuestos ionicos. Reglas de solubilidad

Solubles Excepciones

Compuestos con elementos del grupo IA

Compuestos con NH4+

Cl- , Br- , I- Ag+ , Hg2 +2 , Pb+2

NO3- , ClO3

- , ClO4-

Acetatos Ag+ , Hg2 +2 , Pb+2

SO4-2 Sr+2 , Ba

+2 , Pb+2, Ca +2 ,Ag

+

Los compuestos iónicos formados por aniones voluminasos con carga pequeña suelen ser solubles

Solubilidad de los compuestos ionicos. Reglas de solubilidad

Insolubles Excepciones

CO3-2, PO4

-3, C2O4-2, Compuestos con elementos del grupo IA

CrO4-

Compuestos con NH4+

S-2 Compuestos con elementos del grupo IA

Compuestos con NH4+

O-2 , HO- Sr+2 , Ba +2 , Ca

+2 Compuestos con elementos del grupo IA, NH4

+.

Influencia del solventeInfluencia del solvente

La regla es :Lo semejante disuelve a lo

semejante

•Las interacciones intermoleculares ayudan al solvente polar a disolver sustancias iónicas (NaCl en agua).

•El solvente con puentes de hidrógeno disuelve sustancias que permanecen unidas con enlaces puente de H (sacarosa en agua).

•Solventes con fuerzas de London altas disuelven sólidos moleculares no polares (S en S2C).

La solubilidad de un soluto en un solvente es la concentración de su solución saturada a P y T dadas.

•La solubilidad aumenta con la T, si la disolución es endotérmica.

•La solubilidad disminuye con la T, si la disolución es exotérmica.

Por qué se disuelven las sustancias?Enfoque molecular del proceso de disolución

Hdisolución = H1 + H2 + H3

(+) (+)

(-)

Las principales interacciones que afectan la disolución de un soluto son:

•Interacciones soluto-soluto

•Interacciones solvente-solvente

•Interacciones solvente-soluto

Interacción soluto-solvente >soluto-solutosolvente-solvente

Disolución exotérmica

Interacción soluto-solvente <soluto-solutosolvente-solvente

Disolución endotérmica

No electrolitos Electrolitos

Metanol

Hret Hret

HH HH

Hsol Hsol

EndotérmicaExotérmica

Variación de la entalpía en el proceso de disolución

Hdisolución = Hreticular + HHidratación

H = 787 kJ/mol

NaCl(s) Cl- (g) + Na+(g)

Entalpía reticular

Siempre son positivas. Proceso endotérmico

Entalpía reticulares a 25 ºC (kJ/mol)

HalurosLiF LiCl LiBr LiI1046 861 818 759

NaCl787KCl717

MgCl2

2524

ÓxidosCaO3461

Entalpia de hidratación

NaNa++ Cl Cl ––

Na+ Cl – -

H — O | H

H —

O |

H

H —

O

|

H

H — O

|

H

H — O | HH —

O

|

H

H — O

|

H

Na+(g) + Cl – (g) Na+ (ac) + Cl– (ac)HH= - 784 kJ/mol

Siempre es un proceso exotérmico

+ ++(g)(g)

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

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

Hdisolución = Hreticular + Hhidratación

Hreticular

Por definición, lleva signo positivo.

Más endotérmico a mayor carga y menor tamaño

Hhidratación

Por convención, lleva signo negativo.

Más exotérmico a mayor carga y menor tamaño.

Cationes F- Cl- Br- I-

Li+ +5 -37 -49 -63

Na+ +2 +4 -1 -7

K+ -18 +17 +20 +20

Ca2+ -18 -160 +186 -213

Mg2+ +11.5 -81 +103 -120

Al3+ -27 - 329 - 368 - 385

Entalpías de disolución (kJ/mol) a 298 K

Pregunta:Pregunta:

¿Cómo disolvería bromuro de magnesio y fluoruro de

magnesio en agua?

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

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

(+) (+)

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