(1) Disoluciones

Fundamentos químicos de la Ingeniería Ingeniería químicaUniversidad de Huelva

Tema I

DISOLUCIONES

1. Las sustancias en la naturaleza. Disoluciones2. Concentración de las disoluciones.3. Propiedades coligativas de las disoluciones.4. Disoluciones líquido-líquido.5. Coeficiente de reparto.6. Disoluciones de gases en líquido.7. El estado coloidal.

Estructura de la materia

El Universo y los cambios que se producen en él, pueden describirse en función de dos

conceptos fundamentales: Materia y energía.

Materia es todo aquello que ocupa un espacio y posee masa; las rocas, el agua y el aire

son materia. Energía es una propiedad asociada al estado de un sistema. Si un sistema cambia de

estado, ha cambiado de energía (así una pelota de golf, es un sistema con mas energía después

de ser golpeada, que antes de serlo).

Son muchas las clases de materia existentes, y en general se les denomina sustancias.

La Química se encarga de determinar la composición y estructura de las sustancias,

estableciendo las relaciones entre las propiedades de las sustancias y su composición y

estructura, así como las transformaciones que ocurren en las sustancias (reacciones

químicas), por las que unas sustancias se transforman en otras.

Elementos y compuestos

El primer intento realizado por el hombre de comprender el mundo natural, se realizó en

Grecia. Los griegos propusieron que cualquier cosa material existente estaba compuesto de

cuatro elementos, o sustancias básicas, que combinados entre sí, daban lugar a la formación de

todas las demás sustancias. Estos elementos eran agua, aire, tierra y fuego (así la luz del sol era

una mezcla de fuego y aire, y el hielo, agua a la que se había conferido la dureza de la tierra).

Ésta idea lejos de ser ingenua, sugiere ideas fundamentales para la concepción del

mundo:

o Alumbra la idea de los distintos estados físicos de la materia.

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o Se reconoce la importancia de la energía (fuego), en los cambios que sufren las

sustancias.

o Advierte de la complejidad de la materia, toda ella formada por sustancias básicas.

Hoy día se denomina elemento, a una sustancia que no puede descomponerse en otra mas

sencilla por medio de una reacción química. Así la tierra o el agua deja de ser un

elemento, y sin embargo el hidrógeno o el oxígeno, sí lo son porque hasta ahora nadie ha

conseguido descomponerlos en otras sustancias mas sencillas por medio de reacciones

químicas. En consecuencia, el hidrógeno o el oxígeno se consideran elementos mientras que

el agua, que resulta de la combinación de ambos, se le denomina compuesto.

Pero ¿cuál es la causa de las diferencias entre los distintos elementos, y por lo tanto

entre los compuestos?

También en la Grecia clásica, Demócrito, propuso que la materia estaba compuesta de

partículas muy pequeñas e indivisibles. A principios del S. XIX, Dalton demostró que ésta

idea explicaba la naturaleza de los elementos y de los compuestos, así como sus

transformaciones (Dalton llamó a éstas pequeñas partículas, átomos).

De esta manera un elemento puede definirse como una sustancia que está constituida

por una sola clase de átomos y un compuesto, puede definirse como una sustancia que

contiene dos o mas clases de átomos combinados entre sí en proporciones fijas.

Una reacción química, por su parte, quedaría definida como una reorganización de los

átomos con respecto a sus combinaciones originales, para dar lugar a nuevas

combinaciones, pero en el transcurso de esta transformación, los átomos, como tales, no

cambian.

Sustancias y mezclas

Todos los materiales que nos rodean son o mezclas de dos o mas sustancias, o son

sustancias simples (y cada sustancia o es un elemento –por ejemplo el magnesio-, o es un

compuesto –por ejemplo el cloruro sódico). Cada sustancia además, reúne una serie de

propiedades que permiten distinguirla de las demás: Son las propiedades físicas que son las

que se observan cuando dicha sustancia se estudia aislada de las demás, y las propiedades

químicas que se observan cuando una sustancia se hace reaccionar con otra bajo unas

condiciones concretas.

Toda sustancia tiene una composición constante, y si se trata de un compuesto,

cualquier muestra de este, contendrá el mismo número relativo de átomos de cada clase.

Reservamos el nombre de sustancia pura, para aquella que es una sustancia simple y no

una mezcla de sustancias.

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Llamamos mezcla heterogénea a aquellos materiales en los que la composición y

propiedades de todos sus puntos, no resultan uniformes, y en general, sus componentes pueden

separarse por la diferencia de alguna propiedad física.

Se llama mezcla homogénea (o disolución), a la mezcla que presenta uniformidad de

propiedades y de composición en todos los puntos de la muestra. Los componentes de una

mezcla homogénea, al igual que los de una mezcla heterogénea pueden separarse por métodos

físicos (así, calentando, pueden separarse los componentes de una disolución de sal en agua).

Hay que advertir que no todas las disoluciones son líquidas: El aire puro y seco, es una

disolución –es decir una mezcla homogénea de gases-, o el oro utilizado en joyería es una

disolución sólida de cobre o plata en oro.

¿Qué es lo que distingue una mezcla homogénea de una sustancia pura?

Si bien es cierto que las propiedades de una mezcla homogénea de una composición

dada, no varían en sus diferentes puntos, también es cierto que distintas mezclas homogéneas,

de los mismos componentes, no tienen por qué tener la misma composición (piénsese que

podemos obtener mezclas homogéneas de azúcar en agua, de diferentes cantidades de azúcar).

Sin embargo una sustancia pura siempre tiene la misma composición y propiedades y sus

componentes no pueden separarse por métodos físicos sino químicos (por ejemplo el agua como

sustancia pura, siempre tiene de fórmula H2O).

Moléculas y cristales

En un principio se pensó que las unidades mínimas de los elementos eran los

átomos considerados individualmente; y las de los compuestos, las moléculas ,

consideradas como agrupaciones de átomos.

La verdad está en que los átomos de los elementos y los compuestos se unen

entre sí para formar dos tipos básicos de agrupaciones: Moléculas de elementos o de

compuestos o redes cristalinas:

o Las moléculas de elementos están formadas por dos o más átomos de un mismo

elemento. Las moléculas de compuestos, están formadas por dos o más átomos

de diferentes elementos.

o Las redes cristalinas están formadas por un número indeterminado de partículas

elementales que se disponen constituyendo una estructura geométricamente

ordenada.

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ÁTOMOS

SUSTANCIAS PURAS

CRISTALESFormados por un número indefinido de átomos del mismo elemento dispuestos en una estructura espacial ordenada

Niveles de organización de la materia

Mezclas ordinarias y dispersiones

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ELEMENTOS-Formados por átomos iguales.-No pueden descomponerse en otros materiales mas sencillos.- Son las sustancias puras mas simples.

COMPUESTOS QUÍMICOSFormados por átomos distintos.Pueden descomponerse en materiales mas sencillos.

MOLÉCULASFormadas por dos o mas átomos del mismo elemento

MOLÉCULASFormadas por dos o más átomos de diferentes elementos

CRISTALESFormados por un número indefinido de partículas que se disponen en una estructural espacial ordenada

Se agrupan

en

Pueden formar


Una vez comentada la organización de la materia en sus distintos niveles,

conviene hablar más concretamente de lo que llamamos disolución. Para ello

comparemos que ocurre cuando en un tubo de ensayo juntamos hierro y azufre

finamente divididos, y en otro tubo de ensayo juntamos un terrón de azúcar en agua, y

cada uno de ellos lo agitamos. En el primer caso a simple vista, se distinguen las

partículas constituyentes y éstas conservan sus propiedades físicas y químicas

individuales, de manera que se podrán separar fácilmente por algún método físico

(como puede ser pasando un imán para retirar las limaduras de hierro, o disolviendo el

azufre en sulfuro de carbono). En el segundo caso, observaremos que el azúcar

desaparece (en realidad lo que ocurre es que el tamaño de las partículas que se

entremezclan es tan pequeño, que no pueden distinguirse a simple vista).

Respectivamente hablamos de mezclas ordinarias y dispersiones:

o Mezcla ordinaria es el cuerpo heterogéneo que resulta de la interposición de

las partículas de varias sustancias, las cuales entran en proporciones

variables, se distinguen a simple vista y pueden ser separadas por

procedimientos físicos.

o Dispersión es la distribución de pequeñas partículas de una sustancia en el

seno de otra.

En cada dispersión se distinguen, la sustancia que se distribuye, o fase dispersa (en

las disoluciones se llama soluto), y el medio en que se distribuye que generalmente

entra en mayor proporción (que en las disoluciones se llama disolvente).

Clasificación de las dispersiones

Según el criterio de Ostwald, basado en el tamaño de las partículas de soluto y

en las características físicas de la dispersión, se tiene:

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Dispersión Tamaño de las partículas del soluto

Características físicas

Disoluciones verdaderas 0,01mμ – 1 mμ Claras, no sedimentan, cristalizan, invisibles, atraviesan filtros y membranas

Disoluciones coloidales 1mμ – 100 mμ Claras, no sedimentan, no cristalizan, atraviesan filtros ordinarios pero no membranas, visibles con ultramicroscopios.

Suspensiones 100 mμ - 100μ Turbias, sedimentan, no atraviesan filtros ordinarios ni membranas, visibles a simple vista o con microscopio ordinario

Las disoluciones se definirán como mezclas homogéneas resultantes de la

interposición de átomos, moléculas o iones de dos o mas sustancias, las cuales

intervienen en proporciones variables. En una disolución, tanto el soluto como el

disolvente conservan sus propiedades químicas, en cambio, las propiedades físicas

de la disolución, son distintas de los de cada uno de los componentes (densidad,

presión de vapor, puntos de fusión y de ebullición,...).

Clases de disoluciones:

Tabla 1.

Soluto Disolvente EjemplosSólidoLíquidoGas

SÓLIDOSÓLIDOSÓLIDO

AleacionesAmalgamasHidrógeno ocluido en platino

SólidoLíquido Gas

LÍQUIDOLÍQUIDOLÍQUIDO

Azúcar en aguaAlcohol en aguaAmoníaco en agua

SólidoLíquidoGas

GASGASGAS

Humo NieblaAire

En ésta clasificación, se ha atendido al estado físico inicial del soluto y del disolvente, teniendo en cuenta que la disolución adopta siempre el estado físico del éste

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Tabla 2.

Tipo DefiniciónDiluida La proporción de soluto respecto a la de disolvente es pequeñaConcentrada * La proporción de soluto respecto a la del disolvente es grandeSaturada Es la disolución que contiene la máxima cantidad de soluto

disuelto, a una determinada temperaturaSobresaturada Si contiene más cantidad de soluto de la que realmente admite

el disolvente

El criterio utilizado en esta clasificación, es la proporción de soluto respecto a la de disolvente.* Algunos autores adoptan como criterio de disolución diluida aquella que se halla lejos de la

saturación, y concentrada, próxima a la saturación.

Se llama solubilidad, de una sustancia a la concentración de la disolución en el

estado de saturación (o también la máxima cantidad de soluto que puede disolverse

en una cantidad dada de disolvente, a una determinada temperatura). La solubilidad

de una sustancia depende, entre otros factores, de la naturaleza del disolvente y del

soluto, de la temperatura y de la cantidad de disolvente.

Se acostumbra a llamar solubles a las sustancias que lo son en mas de 10 gramos

por litro, poco solubles si están entre 1 y 10 gramos por litro e insolubles si no

llegan al gramo por litro.

Concentración de las disoluciones

Unidades físicas: No tienen en cuenta la fórmula o composición química del soluto

Tipo Definición

% en peso Gramos de soluto en cada 100 gramos de disolución. Es la forma mas utilizada dentro de la expresión en unidades físicas. (Cuando se dice que una disolución de alcohol es del 96%, se indica que en 100 gramos de disolución, 96 son de alcohol y 4 gramos son de agua; no que hay disueltos 96 gramos de alcohol en 100 g de agua)

Gramos de soluto en 100 gramos de disolvente% en volumen Gramos de soluto en 100 cm3 de disolución.

g/L Gramos de soluto en 1 litro de disolución

Partes por millón (ppm)

Miligramos de soluto en 1 litro de disolución

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Unidades químicas: Tienen en cuenta la composición de la sustancia disuelta. Son más utilizadas

que las anteriores.

Tipo Definición

Normalidad Número de equivalentes (*) de soluto que hay en 1 litro de disoluciónMolaridad Moles de soluto contenidos en 1 litro de disolución.Molalidad Moles de soluto contenidos en 1 Kg de disolventeFracción molar

Relación entre el número de moles de soluto y el número total de moles(suma de el número de moles del soluto y el del disolvente)

Grados Baumè (para líquidos más densos que el agua)

d = 145/ 145 – n(d es la densidad en g/cm3

n es la concentración en grados Baumé)

Grados Baumè (para líquidos menos densos que el agua)

d = 140/130 + n

El número de equivalentes de una sustancia relaciona el peso de dicha sustancia con su peso equivalente. A su vez, el peso equivalente de una sustancia, relaciona su masa atómica o

molecular (de acuerdo con que se trate de un átomo o molécula) con su “valencia” en el caso de que se trate de un átomo, con el número de hidrógenos sustituidos, el caso de que sea un

ácido, con el número de oxhidriloiones en el caso que sea una base, con el número de electrones transferidos, en el caso de una sustancia redox o con el número de átomos del

metal multiplicados por su valencia, si se trata de una sal

Propiedades coligativas de las disoluciones

Cuando se disuelve un soluto en un disolvente, algunas propiedades de éste se

modifican, en muchos casos, de manera apreciable. Éstas modificaciones están

relacionadas, siempre con la concentración del soluto y, a veces, con la naturaleza

de soluto. Así, por ejemplo, si se disuelve sal común en agua, se observa una

disminución de volumen, es decir, el volumen total de la disolución es menor que la

suma de los volúmenes de agua y de sal, antes de disolverse.

Las propiedades del disolvente que se modifican, no por la naturaleza del

soluto, sino por la mayor o menor concentración de éste, reciben el nombre de

propiedades coligativas.

Entre las mas importantes están la presión de vapor, punto de congelación, punto

de ebullición y presión osmótica.

Las variaciones de estas propiedades coligativas, están recogidas por leyes que

solo se cumplen con exactitud en las llamadas disoluciones ideales que es aquella

en que:

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o Las partículas del soluto son perfectamente elásticas.

o Las partículas del soluto están tan alejadas entre sí que no hay fuerzas

atractivas entre ellas.

o La disolución es tan diluida que el volumen del soluto es despreciable frente

al del disolvente.

Disminución de la presión de vapor en las disoluciones: Ley de Raoult

Cuando se evapora un líquido puro, algunas de las moléculas existentes en su

superficie, adquieren la energía necesaria para abandonar la masa líquida y pasan a

la fase gaseosa, mientras que otras, ya en estado gaseoso, vuelven a ser retenidas por

el líquido y retornan a la fase líquida.

Al inicio de la evaporación son más las moléculas que pasan al estado gaseoso

que las que retornan a la fase líquida, pero al tiempo, se consigue un estado de

equilibrio, en el cual en la unidad de tiempo, el número de moléculas que abandonan

el líquido, es igual al que retornan a él: Cuando se alcanza este estado de equilibrio,

entre el líquido y su vapor, éste ejerce una determinada presión , llamada presión de

vapor, cuyo valor depende de la temperatura a la que se haya hecho el proceso. Se

llama también temperatura de ebullición de un líquido, a la temperatura a la cual su

presión de vapor iguala a la presión externa.

Raoult (1884) observó que cuando a un disolvente líquido, se le añade un

soluto no volátil, la presión de vapor de la disolución es menor que la presión de

vapor del disolvente puro.

La explicación de este hecho es sencilla: Si admitimos que la presión de vapor

depende de la velocidad con que se escapan las moléculas de la superficie de un

líquido, la presencia del soluto obliga a que algunas de sus moléculas reemplacen a

las de disolvente, a la vez que se ejercen fuerzas atractivas sobre ellas, y en

consecuencia, la velocidad de evaporación del disolvente, tiende a disminuir.

Raoult, propuso que:

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el descenso relativo de la presión de vapor de un disolvente puro, cuando se le

agrega un soluto no iónico, ni volátil, coincide con el valor de la fracción

molar del soluto:

P0 - P = xsol

P0

(P0 y P son las presiones de vapor del disolvente puro y de la disolución y xsol, la fracción molar del soluto)

De otra manera puede ponerse:

1 - P = Número de moles de soluto = ns

P0 nº moles soluto + nº moles disolvente ns + nd

P = 1 - ns = xd P0 ns + nd

P = P0.xd

La presión de vapor de la disolución, es igual a la presión de vapor del disolvente puro, a esa temperatura, por la fracción

molar del disolvente

Se insiste en que esta ley solo se cumple concierto rigor, en aquellos casos en que el soluto no es iónico ni volátil –como ocurre en ciertos compuestos orgánicos-. Cuando se trata de sustancias inorgánicas, las disoluciones obtenidas presentan presiones de vapor inferiores a las deducidas

por la ley de Raoult

Descenso crisoscópico y aumento ebulloscópico: Leyes de Raoult

Es conocido desde antiguo, el hecho de que el punto de congelación de una

disolución, es inferior al del disolvente puro (por eso en los climas fríos, es

costumbre añadir un soluto, al agua de los radiadores de los automóviles para evitar

su congelación), así como el hecho de que una disolución hierve a una temperatura

superior a la que le corresponde al disolvente puro.

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Ambos fenómenos tienen una explicación similar: Acabamos de ver que para

que un líquido hierva, es necesario que su presión de vapor iguale a la presión

exterior (en recipientes abiertos, la presión atmosférica). Como acabamos de decir,

la presencia de un soluto en un disolvente, hace disminuir su presión de vapor, y en

consecuencia necesitará de una mayor temperatura, para conseguir la presión de

vapor exigible en la ebullición.

Igualmente, como la presión de vapor de una disolución siempre es menor que la

del disolvente puro, el punto de congelación de la disolución deberá ser menor que

el del disolvente.

Ahora bien el fenómeno no es tan sencillo como a primera vista parece. De

hecho cuando se tiene una disolución y se alcanza su punto de congelación, esto

quiere decir que es entonces cuando empieza a formarse el “primer cristal” del

disolvente, con lo cual la disolución se concentra mas en soluto y sigue

disminuyendo su presión de vapor, lo que exige un mayor enfriamiento para

solidificar mas disolvente, y así sucesivamente hasta que solidifique totalmente la

disolución (aunque nosotros tomamos como punto de congelación, aquel en el que

aparecen los primeros cristales sólidos).

Raoult (1884) propone que:

En disoluciones diluidas, no iónicas ni volátiles, el aumento en el punto de ebullición –aumento ebulloscópico- y el descenso en el punto de congelación –descenso crisoscópico-, del disolvente, son directamente proporcionales a la

concentración molal del soluto y dependen de la naturaleza del disolvente, pero no de la del soluto:

(m representa el número de moles de soluto por Kg de disolvente, y K es una constante de proporcionalidad, característica de cada disolvente, y distinta, según se trate de un aumento

ebulloscópico, Ke, o de un descenso crioscópico, Kc y que representa el aumento en el punto de ebullición o el descenso en el punto de congelación, que experimenta un Kg de disolvente al

añadirle un mol de soluto

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ΔT = K. m


Las tres primeras propiedades coligativas se pueden visualizar con un diagrama

de fases del disolvente:

El diagrama de fases del disolvente se indica por la raya roja de la figura. Si se añade un soluto no volátil a éste disolvente, en pequeña cantidad para que la disolución se pueda considerar ideal, la

presión de vapor de la disolución disminuye y la curva se desplaza paralela a la del disolvente, en una cantidad ΔP = P0 – P. La nueva curva está indicada por la línea verde. Como consecuencia de esto, la

curva de equilibrio entre el sólido y el líquido, se desplaza hacia la izquierda.Los puntos de fusión y ebullición vienen dados por la intersección de la recta P = 1 at con las curvas.

Como se ve el punto de fusión de la disolución se desplaza hacia la izquierda y el de ebullición a la derecha, habiendo respectivamente un descenso y un aumento. Se ve también que

ΔTf > ΔTe

Ósmosis. Presión osmótica. Hipótesis de Van´t Hoof.

En una disolución diluida, las partículas dispersas se comportan de modo

análogo a como se comportan las moléculas de un gas; por lo tanto debe suceder que los

choques de las partículas sobre las paredes del vaso originen una presión. Efectivamente

así ocurre, aunque para poner de manifiesto ésta presión, llamada presión osmótica, hay

que recurrir a artificios adecuados consistentes en emplear una membrana

semipermeable, es decir que permita el paso de las moléculas del disolvente pero no las

del soluto.

Supongamos dos vasos A y B que comunican entre sí y en los que la presión

hidrostática es la misma: En A hay agua y en B la disolución. Tan pronto establezcamos

la comunicación entre los dos vasos, habrá un doble movimiento de difusión molecular

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de A a B y viceversa hasta que la composición se haga homogénea. Esto es posible

debido a que las partículas disueltas, como si de moléculas gaseosas se tratara,

tienden a ocupar el mayor volumen posible, y a su vez las del líquido puro, tienden a

penetrar en la disolución.

Sin embargo colocando entre ambos recipientes una membrana semipermeable

MN, a través de ella solo podrán pasar las moléculas del disolvente, como si fueran

atraidas por la disolución y el proceso continuará hasta que el líquido alcance en B un

desnivel h, tal que sobre dicho tabique MN ejerza una presión hidrostática adicional

P = ρ. g . h . Es decir, la presión osmótica representa la diferencia de presión que es

preciso establecer entre un disolvente puro y una disolución, para que las moléculas

del primero, tengan la misma tendencia a escapar de las dos fases líquidas, y por lo

tanto, se establezca el equilibrio entre ellas:

Explicación de la presión osmótica y su medida

La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones

biológicas.

Si queremos seguir ampliando el estudio de la presión osmótica, debemos distinguir,

antes de nada, los conceptos de difusión y ósmosis.

Entendemos por difusión el proceso mediante el cual las partículas de un soluto,

tienden a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que le sea

accesible.

La presencia de una membrana separando medios diferentes, impone restricciones al

proceso de difusión, restricciones que van a depender del tamaño relativo entre los

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poros de la membrana y el tamaño de las partículas disueltas. Hay cuatro tipos de

membranas:

TIPO DE MEMBRANA TAMAÑO RELATIVO PORO/PARTÍCULA

Impermeables No son atravesadas ni por el soluto ni el disolvente

Semipermeables No son atravesadas por solutos verdaderos pero si por el agua.

Dialíticas Son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales.

Permeables Dejan pasar solutos verdaderos, coloidales y agua. Son impermeables a las disoluciones groseras

La ósmosis es la difusión de líquidos a través de membranas.

Si tenemos una disolución de NaCl separada del disolvente por una membrana

semipermeable, el agua tiende a pasar la membrana pasando de la disolución más

diluida a la más concentrada, o sea en el sentido de igualar las concentraciones. Ésta

tendencia es debida a la existencia de una presión de vapor entre las dos disoluciones.

La presión osmótica puede definirse como la tendencia a diluirse de una disolución

separada del disolvente puro, por una membrana semipermeable.

Según la presión osmótica, podemos clasificar las disoluciones en:

Isotónicas: Disoluciones que presentan igual presión osmótica que otra tomada

como referencia.

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Hipotónicas: Disoluciones que presentan menor presión osmótica que la

utilizada como referencia.

Hipertónicas: Disoluciones que presentan mayor presión osmótica que la

utilizada como referencia.

Ley de Van´t Hoff; analogía entre gases y disoluciones diluidas

La semejanza ya descrita entre gases y disoluciones diluidas en las que las partículas

disueltas en ellas tienden a ocupar el mayor volumen posible, no es sólo cualitativa sino

también cuantitativa como demostró Van´t Hoff, de tal forma que las leyes de los gases

perfectos pueden aplicarse a las disoluciones diluidas, deduciéndose para éstas la misma

ecuación de estado de los gases perfectos:

Consecuencias:

o Si tenemos dos disoluciones separadas por una membrana semipermeable, habrá

equilibrio cuando ambas presiones osmóticas sean iguales, o sea isotónicas.

o Si las presiones osmóticas no son iguales, se establece una corriente osmótica

que transporta disolvente puro desde la disolución mas diluida a la mas

concentrada y que no cesará hasta que las dos disoluciones sean equimoleculares

o isotónicas

Esto explica por qué si introducimos semillas de garbanzos o judías por ejemplo, en

agua pura (hipotónica), se hinchan, pero si las sumergimos en agua muy salada

(hipertónica) pierden humedad y se arrugan.

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Π = c.R.T(la presión osmótica es proporcional a la

concentración molecular –o al número de partículas disueltas- y a la temperatura absoluta)


Propiedades coligativas y electrolitos

Todo lo dicho de propiedades coligativas, es aplicable a disoluciones no

iónicas ni volátiles.

Para disoluciones electrolíticas y debido al hecho de que los electrolitos se

ionizan, originando un mayor número de partículas en disolución que las sustancias

covalentes, lo que hace que se encuentren desviaciones de los valores encontrados de

estas propiedades coligativas, respecto a los que cabría esperar y por ello la expresión

de la ecuación de Van´t Hoff debe modificarse con la introducción de un factor (factor i

de Van´t Hoff), que permite aplicar la ecuación conocida para disoluciones ideales, a

disoluciones de electrolitos. El factor i relaciona:

i = valor real (encontrado) de la propiedad coligativa valor calculado propiedad coligativa considerando al compuesto como no

electrolito

( i = 1 para un soluto covalente ideal, i > 1para solutos electrolitos)

La ecuación de Van´t Hoff queda para disoluciones electrolíticas:

Por ejemplo para el NaCl, disolución 0,1 M, en disolución presenta un número total

de partículas igual a 0,2 m, ya que al ser un electrolito fuerte, se disocia totalmente:

NaCl = Na+ + Cl-

Inicial 0,1 m - -

Final - 0,1 m 0,1m

con lo que la concentración final total de partículas es de 0,2 m.

1. Para esta disolución, considerada como no electrolito, su punto de

congelación resulta ser de –0,186ºC.

2. Si lo consideramos como electrolito fuerte (como es en realidad), la

concentración de partículas es de 0,2 m y el punto de congelación teórico es

de –0,372ºC.

3. Van´t Hoff determinó experimentalmente el valor del punto de congelación

de una disolución 0,1 m de NaCl y encontró –0,348ºC.

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π = i. c.R.T


La diferencia entre el valor esperado y el valor observado experimentalmente, de

una propiedad coligativa, es debida a las atracciones electrostáticas de los iones en

disolución ya que los iones en su movimiento, pueden chocar y unirse por breves

momentos, comportándose como una sola partícula llamada par iónico, el número de

partículas independientes se reduce y ocasiona la variación del valor de la propiedad

coligativa.

El valor de i, puede estimarse a partir de la fórmula del compuesto:

NaCl = Na+ + Cl- i = 2

K2SO4 = 2K+ + SO4= i = 3

MgSO4 = Mg++ + SO4= i = 2

Disoluciones líquido-líquido. Coeficiente de reparto

Cuando se mezclan dos líquidos pueden ocurrir tres casos:

1. Que se disuelvan el uno en el otro en cualquier proporción. Se habla de líquidos

miscibles, como ocurre con las mezclas de alcohol y agua.

2. Que se disuelvan muy poco el uno en el otro, formándose dos capas separadas

por su distinta densidad. Son líquidos inmiscibles, como aceite y agua.

3. Que se disuelvan parcialmente, formándose también dos capas, cada una de ellas

saturada del líquido con el que está en contacto. Son líquidos parcialmente

miscibles, como lo son éter y agua que cuando se mezclan originan dos capas, la

superior formada por éter saturado de agua y la inferior, por agua saturada de

éter.

Líquidos miscibles:

Si se mezclan dos líquidos miscibles y admitimos que la disolución cumple las

condiciones para considerarla ideal (es decir que los volúmenes son aditivos y no hay

absorción ni desprendimiento de calor en el proceso), se cumplen las dos leyes

siguientes, para una temperatura dada:

LÍQUIDOS MISCIBLES (disolución ideal)

Ley de Dalton

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La presión de vapor de la disolución es la suma de las presiones de vapor parciales correspondientes a cada componente:

Ley de Raoult

Las presiones de vapor parciales debidas a cada componente son directamente proporcionales a la fracción molar de cada componente:

(donde las constantes de proporcionalidad Pa(0) y Pb(0) son las presiones de vapor para cada uno de los componentes puros)

Consideraciones:

1. Si se mezclan dos líquidos volátiles totalmente miscibles, la composición del

vapor que se encuentra en equilibrio con la disolución es diferente de la mezcla

líquida, siendo aquel más rico relativamente en el componente más volátil. La ley de

Raoult queda modificada de ésta manera:

Pa = Pt . xa,vapor ; Pb = Pt . xb,vapor

2. Si la disolución no puede considerarse ideal, porque haya desprendimiento o

absorción de calor, las leyes anteriores dejan de cumplirse, y se dice, que la

disolución presenta desviación negativa de la ley de Raoult si el proceso es

exotérmico, y que la disolución presenta desviación positiva de la ley de

Raoult si el proceso de disolución es endotérmico.

Líquidos no miscibles: Ley de reparto

Si se tienen dos líquidos no miscibles en contacto, como el agua y el éter, y se

añade una sustancia soluble en ambas, como el yodo, se agita la mezcla y luego se deja

reposar, se observa que el soluto se distribuye en los dos disolventes, siendo esta

distribución distinta en uno y en otro (debida a la distinta solubilidad del soluto en cada

disolvente)

En realidad, el soluto presente en las dos fases, está pasando continuamente de una

fase a otra (más hacia el mejor disolvente, menos hacia el peor), hasta conseguir un

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Pt = Pa + Pb

Pa = Pa(0) . xa ; Pb = Pb(0) . xb


estado de equilibrio, en el que pasa la misma cantidad de soluto de una fase a otra,

siendo entonces constante la concentración de soluto en ellas.

La relación de concentraciones de soluto en ambos disolventes, una vez conseguido

el equilibrio, se le llama relación de distribución que es constante para pequeñas

concentraciones de soluto en cada disolvente. Experimentalmente se demuestra que:

LEY DE DISTRIBUCIÓN (O DE REPARTO). Ley de Nernst

Cuando se reparte un soluto entre dos disolventes inmiscibles, la relación de concentraciones de soluto en ambos disolventes, es igual a la relación de

solubilidades en cada uno de ellos.

Basado en el reparto de un soluto en dos disolventes, está la técnica de

separación llamada extracción, ya que mediante un tratamiento reiterado con un

disolvente no miscible, es posible eliminar casi todo el soluto presente en una

disolución:

Si la disolución acuosa que contiene el soluto que queremos extraer, se trata con

un disolvente inmiscible en el cual el cuerpo que queremos extraer es mas soluble que

en el agua, éste pasa en su mayor parte al nuevo disolvente aunque la cantidad de él

añadido, sea menor que la de disolución. Después se separan las dos fases por

decantación y se repite el proceso en la fase acuosa. La otra fase se somete a

evaporación o destilación recuperando así la sustancia que estaba disuelta.

Disoluciones de gases en líquidos. Ley de Henry

Cuando se hace pasar un gas a través de un líquido puede disolverse en él,

dependiendo de los siguientes factores:

o Volumen y naturaleza del líquido.

o Naturaleza del gas.

o Temperatura a la que se realiza el proceso.

o Presión.

19

C2 = S2 = K C1 S1 K = coeficiente de reparto


Respecto a los dos primeros apartados, no hay reglas o leyes que condicionen el

proceso y así, hay gases que son por ejemplo, muy solubles en agua (amoníaco) y otros

muy poco (oxígeno).

Sin embargo, respecto a la temperatura se puede afirmar que la solubilidad de un

gas en un líquido disminuye al aumentar la temperatura –el helio es la única

excepción a la regla- y es directamente proporcional a la presión del gas sobre el

líquido

DISOLUCIONES DE GASES EN LÍQUIDOS. Ley de Henry

A temperatura constante, la presión parcial de uno de los componentes de una disolución en la fase gaseosa es, en el equilibrio, proporcional a la concentración del

componente en la disolución.ó

La concentración de un gas en una disolución líquida es directamente proporcional a la presión parcial del gas

(ésta ley deja de cumplirse para aquellos gases que se disocian o se combinan químicamente con el disolvente)

La influencia de la presión en la solubilidad de los gases, dada por la ley de Henry,

es una consecuencia de la teoría cinética, ya que al aumentar la presión del gas, más

moléculas chocan contra el líquido y más cantidad de gas podrá disolverse.

El estado coloidal

Una mezcla de arena y agua nunca forma una disolución, porque aunque

después de una vigorosa agitación, la arena se dispersa de forma homogénea, al tiempo

de cesar la agitación, la arena deposita en el fondo del recipiente. Si el tamaño de los

granos de arena se hace sucesivamente más pequeño, el depósito en el fondo del

recipiente va requiriendo cada vez más tiempo. Incluso puede encontrarse un tamaño en

los granos de arena, tan pequeño, que no deposite y queden homogéneamente

distribuidas en el líquido: Se dice que la mezcla es una suspensión en la que hay una

fase dispersa discontinua y una fase dispersante continua. Cuando se hace pasar la

20

C = k . P


suspensión por un papel de filtro, las dos fases se separan en contra del comportamiento

de una disolución.

¿Existe algo intermedio entre una disolución verdadera formada por partículas del

tamaño de moléculas o iones y una suspensión de partículas de materia insoluble?. Sí,

son las dispersiones coloidales o simplemente coloides.

Comparativamente las propiedades de una disolución, de una suspensión y un

coloide, son las siguientes:

Propiedad Disolución Coloide Suspensión

Tamaño de partícula 0,1 – 1,0 nm 1,0 – 100 nm > 100 nm

Sedimenta No No Sí

Filtra a través de papel No No Sí

Se separa mediante diálisis No Sí Sí

Homogénea Sí Intermedia No

Existen ocho tipos diferentes de dispersiones coloidales, según sea el estado físico

de las fases dispersa y dispersante. La combinación gas-gas es una auténtica disolución

y no un coloide:

Fase dispersa Medio dispersante Nombre común Ejemplo

Gas

Gas

Líquido

Sólido

Espuma

Espuma sólida

Espuma de cerveza

Espuma de afeitar

Líquido

Líquido

Líquido

Gas

Líquido

Sólido

Aeorosol

Emulsión

Emulsión sólida

Niebla, rocío, nubes, perfumes

Leche, mayonesa, aceite en agua

Queso, mantequilla, gelatinas

Sólido

Sólido

Sólido

Gas

Líquido

Sólido

Aerosol sólido

Sol líquido

Sol

Humo

Pintura, lodo, gelatina

Perlas, rubíes

Propiedades de los sistemas coloidales: Propiedades ópticas

La mejor manera de diferenciar las mezclas coloidales de las disoluciones, es

haciendo pasar a través de ellas un haz luminoso y observando perpendicularmente: El

21


haz no se observa en una disolución y si es observado si se trata de un coloide. Esto es

debido a la dispersión (reflexión y refracción) de la luz en las partículas del coloide.

Este es el efecto Tyndall que se observa cuando penetra un rayo de luz en una

habitación a obscuras (las partículas de polvo suspendidas en el aire, se hacen entonces

visibles).

Efecto Tyndall: Esta dispersión se produce por partículas más pequeñas que la longitud de onda de las radiaciones visibles, y es tanto mas pronunciada cuanto más grandes son las partículas coloidales,

y nula para partículas de tamaño molecular (las disoluciones verdaderas son ópticamente vacías) Las partículas dispersas (llamadas micelas), no pueden verse, pero sí el movimiento

que describen, totalmente desordenado y caótico (movimiento browniano), debido a los

choques continuos y repetidos de las moléculas del disolvente con las micelas

coloidales, dificultando que éstas depositen.

Propiedades eléctricas

En la mayor parte de las dispersiones coloidales, las partículas están

eléctricamente cargadas, debido a la adsorción de iones sobre la superficie de la

partícula.

La capacidad de adsorción de las partículas coloidales es enorme, lo que es debido a

que poseen una elevada relación entre el área de su superficie y su volumen. Una

partícula de tamaño coloidal (10 nm) tiene un área superficial aproximada de

60.000.000 cm2.Por lo general un coloide adsorbe preferentemente un solo tipo de ión

(positivo o negativo), por lo que todas las partículas de una dispersión coloidal, tienen la

misma carga. Como cargas del mismo tipo se repelen, las partículas tienden a separarse

y no llegan a colapsarse evitando formar agregados de partículas lo suficientemente

grandes como para precipitar, manteniéndose en suspensión debido a estas repulsiones

eléctricas. Sin embargo pueden precipitar eliminando o reduciendo estas repulsiones

eléctricas, lo que se puede hacer por diálisis que es un proceso similar a la ósmosis, en

el que se permite el paso de iones por una membrana pero no el de las partículas 22


coloidales debido a su gran tamaño. Al disminuir el número de cargas eléctricas sobre

las partículas, las repulsiones eléctricas entre ellas disminuyen o desaparecen,

agrupándose, creciendo de tamaño y al final depositando.

Otro procedimiento para depositar un coloide (fenómeno llamado coagulación), es

agregar una sal que neutralice las cargas de las partículas coloidales.

Ejercicios:

Determinación de las concentraciones y fórmulas de los compuestos

1. ¿Cuál es la normalidad y molaridad de una disolución de H2SO4 al 13%?¿Qué volumen de dicho ácido será necesario para preparar 100 mL de una disolución 1,5 N? (d = 1,09g.cm-3)

2. Una disolución 6N en ácido sulfúrico, tiene una densidad de 1,18g.cm-3 ¿Cuál es la molaridad y molalidad de la misma?

3. Una disolución de H2SO4, 4,10 molal, tiene una densidad de 1,21 g.mL-1. ¿Cuál es la concentración molar y normal de la misma?

4. ¿Cuál es la normalidad de una disolución de ácido sulfúrico, si se sabe que 10 mL de la misma neutralizan 26,3 mg de NaOH?

5. ¿Qué volumen de agua deberá añadirse a 100 mL de disolución de ácido sulfúrico al 26% y d= 1,19 para obtener una disolución 3N?

6. Se dispone de dos disoluciones de ácido sulfúrico 10N y 5N respectivamente y se desea preparar 500 mL de ácido sulfúrico 8 N. Calcular qué cantidad se necesita de cada disolución.

7. ¿Cuál será la normalidad de una disolución de ácido nítrico preparada por disolución a 500 mL de 32 mL de un ácido concentrado de d = 1,42 y una riqueza en HNO3 del 69,5%?

Equi = 32 mL.10-3 L . 1420 g. 69,5 .1 equi. mol . 1 = 1equi L mL L 100 mol 63 g 0,5L ___________________________________________________________________

23


8. Hallar el volumen de ácido nítrico concentrado (d = 1,4 g.mL y 66,97%) que debe añadirse a 1 L de áqcido clorhídrico concentrado (d = 1,198g.mL-1) para obtener agua regia (3HCl:1HNO3).

9. ¿Qué cantidad de ácido nítrico (d = 1,72 y 70%), es necesaria para preparar 1 L de disolución 1N cuando el ácido va a ser utilizado como agente oxidante siendo NO el producto de reducción del HNO3.

10. Se tienen 300 mL de NaOH. Se pide: a) ¿Cuántos gramos de NaOH puro habrá que añadir para que tras diluir a 500 cm3, con agua, la disolución sea 1,5 N?¿Qué cantidad de agua habrá que añadir a aquella para que sea 1,5N?.

11. 500 cm3 de una disolución 1,2 N de KOH, se mezclan con 300 mL de disolución de NaOH al 4% ¿Cuál es la normalidad de la disolución resultante?

Una disolución al 4% indica que hay 4 g de soluto en 100 g de disolvente (agua), por lo tanto:Nsosa = 4g / 40 g.mol -1 / 1equi.mol -1 = 1 N 0,1 LEquiKOH = 1,2 equi.l-1.0,5L = A; EquiNaOH = 1equi.L-1. 0,3L = B

A + B = N. 0,8 L ; N = 1,12___________________________________________________________________12. ¿Cuántos gramos de K2SO4 se necesitan para preparar 500 cm3 de disolución 0,2

N como agente precipitante?. Expresar también el resultado en milimoles de K2SO4.

Masa 0,2 equi.L-1 = 174g.mol -1 /2equi.mol -1 0,05Lmasa = 0,87 g = 0,87 g/174g.mol-1 = 0,005 moles = 5 milimoles___________________________________________________________________13. ¿Qué peso de CuSO4.5H2O hacen falta para preparar 200 cm3 de disolución 2N?

masa . 2 N = 249,5g.mol -1 /2equi.mol -1 0,2L masa = 50 g___________________________________________________________________14. ¿Cuánto K2Cr2O7 será necesario para preparar 100 cm3 de una disolución acuosa

que contenga 50 mg de ión Cr2O7= por mL?

[Cr2O7=] = 50mg/mL = 50g.L-1 = 50g . = 0,23 moles.L-1

216g.mol -1 LEsta concentración ha de ser igual a la concentración de la forma molecular del dicromato potásico, yq que el equilibrio es:K2Cr2O7 = Cr2O7

= + 2K+ y por cada mol de K2Cr2O7 se obtiene 1 mol de ión Cr2O7

=

Así 0,23moles.L-1 = masa/Masa molecular/L = masa/294; M = 6,8g___________________________________________________________________15. ¿Qué volumen de disolución 0,5N puede prepararse con 50 g de AlCl3?Equi AlCl3 = EquiAlCl3(disolución) 50 .

24


133,5g.mol -1 = =,5.V; V = 2,247 L 3equi.mol-1

___________________________________________________________________16. ¿Cuántos moles y gramos de las siguientes sustancias se necesitan para preparar

500 cm3 de disolución 0,78M a) de ácido fosfórico b) de sulfato magnésico.Molaridad = moles soluto/V disolución (L) = 0,78MNúmero de moles = 0,78moles.L-1. 0,5L = 0,39 molesa) 0,39 moles.98 g.mol-1 = 38,2gb) 0,39 moles.120,3 g.mol-1 = 46,92 g___________________________________________________________________17. Se desea preparar 500 mL de una disolución que contenga 10 ppm de ión Ca++.

Hallar la cantidad de CaCl2.6H2O necesaria.1 g.L-1 103 ppm; 10ppm = 0,01g.L-1

MCa++ = 0,01 g. L -1 = MCaCl2.6H2O (ya que de un mol de la sal hexahidra- 40g.mol-1 de Ca++ tada se obtiene un mol de ión Ca++)

Masa CaCl2.6H2O = 0,01g. L -1 .219g.L-1. 0,5L = 0,028g 40 g.mol-1

___________________________________________________________________18. Calcular la cantidad de FeSO4.6H2O necesaria para preparar un litro de

disolución que contenga 100 mg de ión Fe++ en 100 mL de disolución.100mg = 1g.L-1 de Fe++ ; MFe++ = 1g.L -1 = 0.018 M = Msal

100 mL 56g.mol-1

g.L-1 = 1 .392 = 7g.L-1 (en 0,1 L habrá 0,7g) 56___________________________________________________________________19. Expresar en ppm de ión Ag+ una disolución de nitrato de plata preparada

disolviendo 3 g de dicha sal en agua y enrasando hasta 100 cm3.

Masa molecular AgNO3 = 3g ; x = 3g. 107,87g.mol -1 = 1,9g de Ag+

Masa atómica Ag+ x 169,87g.mol-1

[Ag+] = 1,9g = 19g.L-1 = 19g.L-1.10 3 ppm = 1,9.104ppm 100mL.10-3L.mL-1 g.L-1

___________________________________________________________________20. Calcular la cantidad de H2C2O4.2H2O necesaria para preparar un litro de

disolución 0,2 N cuando el reactivo va a ser utilizado como ácido. ¿Cuál sería su concentración si se utilizara en un proceso redox?.

Como ácido cede 2 moles de protones al medio por cada mol de ácido (V = 2) Masa0,2 equi.L-1 = 126g.mol-1/2equi.mol-1 ; masa = 12´6 gramos 1 LEl oxalato cuando actúa como oxidante suele pasar a CO2 y H2O (aunque también podía pasar a otras formas reducidas como etanodiol), con lo queC6+ = 2C4+ V = 2, masa = 12,6 gramos___________________________________________________________________21. Calcular la fracción molar de cada sustancia en una disolución de glicerina que

contiene 56% en peso de soluto.[soluto] = 56%; [disolvente] = 44% (En 100 gramos, 56 g de glicerina, 44 g son de agua)

25


xs = nº moles de soluto = nº moles soluto = 56g/92g.mol-1 = 0,2 nº total de moles moles sol + moles dte 56/92 + 44/18___________________________________________________________________22. Se sabe que una muestra tiene el 22,48% de azufre. Al desecarla pierde el 6,3 %

de su peso. Calcular después de desecar, el porcentaje de azufre en la muestra.Si representamos el peso total de la muestra antes de desecar como 100, cuando se deseca, su peso se reduce al 93,7%. Se puede establecer una relación de proporcionalidad inversa entre el peso de la muestra y el peso de azufre: X = 22,48 . 100 = 24% 93,7___________________________________________________________________23. ¿Cuántas moléculas de P4O10 hay en 0,150 g de dicho compuesto?¿Cuántos

gramos de fósforo? ¿Cuántos átomos de oxígeno?24. En una reacción se combinan 2,04 g de vanadio con 1,93 g de azufre para dar un

compuesto puro. ¿Cuál es la fórmula simplificada del producto?25. En una botella tenemos solamente un compuesto puro en el que existen 0,90

moles de C, 1,445.1024 átomos de H y 4,8 g de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula simplificada?.

Pasando todo a moles:1,445.1024 at de H = 1,445.10 24 at = 2,4 moles de H 6,023.1023 at.mol-1

4,8 g de O = 4,8 g de O = 0,3 moles de O 16g.mol-1

Reduciendo a común divisor: 0,9/0,3 = 3 de C; 2,4/0,3 = 8 de H; 0,3/0,3 1 de O(C3H8O)

___________________________________________________________________

Propiedades coligativas

1. Calcular la presión de vapor del agua, en una disolución que contiene 171 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en 900 g de H2O a 25ºC. (La presión de vapor del agua a 25ºC, vale 23,8 mm de mercurio)

Según la ley de Raoult: P = P0.x (donde P es la presión de vapor de la disolución y P0 la presión de vapor del disolvente puro).X = nd . = 900/18 . = 23,8 . 50 = 23,6 mm ns +nd 900/18 + 171/342 50,5___________________________________________________________________2. Calcular la presión de vapor de una solución acuosa de glucosa (C6H12O6) al

10% a 30ºC. (presión de vapor del agua a 30ºC = 31,8 mm)

P = P0.x = 31,8 . 90/18 . = 31,4 mm 90/18 + 10/18___________________________________________________________________ 3. Calcular el aumento del punto de ebullición que experimentará una solución que

contiene 0,504 g de antraceno (C14H10), disueltos en 42,0 g de benceno. (Ke = 2,53 ºC/molal).

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ΔTe = Ke.m, donde m = ms =. Kg disolven

m = ms . Kg disolvente masa de antraceno disuelto en gramo de disolvente = 0,504. 1000g/dte = 12g 42g/dtem = 12´0 g/178g.mol-1 = 0,0674 (moles antraceno en 1000 g de dte.)ΔTe = 2,53.0,0674 = 0,171ºC___________________________________________________________________4. Calcular el punto de congelación de una solución que contiene 50,0 g de

etilenglicol (C2H6O2) disueltos en 700 g de agua.ΔTc = Kc.m;Masa de soluto disuelta en 1000 g de dte.:50,0g.1000/700 = 71,4 gM = 71,4 g/62,0 g.mol-1 = 1,15 molalΔTc = 1,86.1,15 = 2,14 ºC___________________________________________________________________5. La presión de vapor de una disolución que contiene 0,8696 g de soluto, disueltos

en 29,740 g de benceno, es de 631,9 mm. ¿Cuál es el peso molecular del soluto?6. Una disolución de 1,632 g de cierto compuesto, en 36,7 g de benceno, hierve

0,728ºC más alto que el benceno puro. ¿Cuál es su peso molecular?. (Ke del benceno = 2,53ºC/m)

Como ΔT = Ke.m; 0,728ºC = 2,53ºC/m.1,632g/M 36,7.10-3KgM = 154,54g.mol-1.___________________________________________________________________7. Una disolución de un material polímero que contiene 0,0150 g de soluto, por

gramo de agua, tiene una presión osmótica de 1,52 .10-3 at a 25ºC. Calcular el peso molecular del polímero.

8. Una disolución acuosa contiene 1,71 gramos de soluto en 150 gramos de agua. Si la

disolución hierve a 100,022 ºC, ¿cuál es la masa molecular del soluto?

La molalidad de la disolución es:

M = 1,71 g de soluto. 1 mol de soluto = 11,4 moles soluto /Kg de agua 0,150 Hg H2O M g solutoAplicando la ley de Raoult (ΔT = Ke.m), tenemos: 0,022 ºC = 0,52 ºC. Kg . 11,4 moles de donde: mol M KgM = 0,52 ºC. Kg/mol . 11,4 moles / Kg = 269,5 ≈ 270

0,022 ºC

Extracción

1. Un litro de disolución de bromo en agua conteniendo 20 g de bromo se trata con sulfuro de carbono. Calcular la cantidad de bromo que pasa a éste nuevo disolvente, a) si se agregan 50 cm3 de CS2, en una sola extracción b) Si el proceso se verifica en dos operaciones y se emplea en cada una de ellas 25cm3 de este

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disolvente. El coeficiente de reparto del bromo entre el sulfuro de carbono y el agua es de 76,4 a 25ºC.

Sea x la cantidad de bromo que pasa al CS2

C(CS2) = x/50 = 76,4 ; x = 15,84 g de bromoC(H2O) (20-x)/1000Se extraen 15,84 g de bromo, esto es 79,20% y quedan en el agua 20 – 15,84 = 4,16 g de bromoc) Sean x1 y x2 las cantidades de bromo que pasan en cada extracción al CS2. Se

tiene: x1/25 = 76,4 ; x1 = 13,12 g de bromo(20 – x1)/1000Se extraen en la primera extracción 13,12 g de bromo, esto es, el 65,6% del bromo contenido en el agua, y quedan en esta: 20 - 13,12 = 6,88g de bromo x2/25 = 76,4 ; x2 = 4,51 g de bromo extraido en la segunda operación (6,88 – x2)/1000que son también el 65,6% del bromo contenido (6,88g) y quedan en el agua 6,88 - 4,51 = 2,37 g de bromoSe han extraído en total 13,12 + 4,51 = 17,63 g de bromo que representan el 88,15% del que había en el agua.Si la extracción se hubiera hecho en cinco o seis operaciones con 10 mL de CS2 en cada una de ellas, se hubiera extraído una cantidad total de 18,829 g de bromo___________________________________________________________________

2. Al tratar un litro de disolución de yodo en agua conteniendo 0,2637 g de yodo con 25 cm3 de sulfuro de carbono, pasan a este disolvente 0,2405 g. Hallar el coeficiente de distribución del yodo entre el sulfuro de carbono y el agua.

C(CS2) = 0,245/25 = 9,62.10 -3 = 414,66C(H2O) 0,0232/1000 2,32.10-5

Quedan en agua: 0,2637 – 0,2405 = 0,0232 g____________________________________________________________________3. Una disolución de bromo en agua que contiene 25 g de bromo por litro se trata

con tetracloruro de carbono: Calcular la cantidad de bromo que queda en 1 L de disolución acuosa, si se agregan 100 cm3 de de tetracloruro de carbono a) en una sola extracción b) en dos operaciones sucesivas agregando en cada una 50 cm3 c) en cinco operaciones agregando en cada una 20 cm3 de tetracloruro. El coeficiente de distribución o reparto entre el tetracloruro de carbono y el agua es de 22,7 a 25ºC.

C(CCl4) = 22,7 = x/100 ; x = 17,35C(H2O) (25-x)/1000Quedan 25 – 17,35 g

b) 22,7 = x/50 ; x = 13,29 (quedan en fase acuosa 25 – 13,29 = (25-x)/1000 = 11,71g22,7 = x1/50 ; x1 = 6,23 Quedan 11,71 – 6,23 = 5,48g (11,71-x)/1000

c) 22,7 = x1/20 ; x1 = 7,8; Quedan 25 – 7,8 = 17,2 g (25-x1)/100022,7 = x2/20 ; x2 = 5,37 g Quedan 17,2 - 5,37 = 11,83g 17,2 – x2

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22,7 = x3/20 ; x3 = 3,69 g Quedan 11,83 – 3,69 g = 8,14 g (11,83 –x3)100022,7 = x4/20 ; x4 = 2,54 g Quedan 8,14 – 2,54 g = 5,60 g (8,14 –x4)100022,7 = x5/20 ; x5 = 1,75 g Quedan 5,60 – 1,75 g = 3,85 g (5,60 –x5)1000____________________________________________________________________

4. Se disuelven en agua 20,000 g de KI y 10,000 g de I2 y se lleva la disolución a 1L. Al añadir a la misma 100 cm3 de sulfuro de carbono, pasan a éste disolvente, 3, 147 g de yodo. Hallar la constante de equilibrio del proceso I2 + I- = I3

-. El coeficiente de distribución del yodo entre el sulfuro de carbono y el agua es de 415.

Por la ley de distribución, podemos poner:[I2]sulf = 415 = 3,147g/253,8g.mol -1 /0,1L ; [I2]aga = 0,0003 M = 0,076 g[I2]aga [I2]aga

En terminos de gramos podemos poner:g de I2 que han reaccionado con el KI para formar KI3 = gramos de I2 iniciales – gramos de I2 que extrae el CS2 - g de I2 que quedan libres en la fase acuosa = 10 – 3,147 – 0,076 = 6,777 g = 0,027 molesLas concentraciones molares de cada especie en el equilibrio son:[I2] = 0,003M; [KI] = 10g/165,9g.mol-1 – 0,027 moles = 0,094 M; [KI3] = 0,027 M

K = 0,027 = 957,45 0,094.0,0003

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(1) Disoluciones

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