Disoluciones. Tema 5

Disoluciones

Tema 5

Una disolución es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias.

El soluto es(son) la sustancia(s) presente(s) en menor cantidad(es).

El disolvente es la sustancia presente en mayor cantidad o que determina el estado de la materia en la que existe una disolución.

12.1

Clasificación de las disoluciones líquidas

•

Acuosas

No acuosas

• Dependiendo de la naturaleza del soluto:

Electrolíticas: soluto se disocia en iones (ej. sal) (conducen la corriente eléctrica)

No electrolíticas: soluto no se disocia en iones (ej. azúcar) conducen la corriente eléctrica)

Una disolución saturada contiene la máxima cantidad de soluto que se disuelve en un disolvente a una

temparatura específica.

Una disolución no saturada contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver.

Una disolución sobresaturada contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada.

12.1

Disolución sobresaturada

de CH₃COONa cristalización

“lo semejante disuelve a lo semejante”

Dos sustancias cuyas fuerzas intermoleculares son del mismo tipo y magnitud son solubles entre sí.

• Las moléculas apolares son solubles en disolventes apolares

CCl₄ en C₆H₆

• Las moléculas polares son solubles en disolventes polares C₂H₅OH en H₂O

• Los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares

NaCl en H₂O o NH₃ (l)

12.2

Solubilidad del metanol en agua

H₂O CH₃OH

Predecir en qué disolvente será más soluble el soluto dado:

(a) Cloruro sódico en metanol (CH₃OH) o en propanol (CH₃CH₂CH₂OH)

(b) Etilen glicol (HOCH₂CH₂OH) en hexano (CH₃CH₂CH₂CH₂CH₂CH₃) o en agua.

(c) Dietil eter (CH₃CH₂OCH₂CH₃) en agua o en etanol (CH₃CH₂OH)

•Son solubles en agua

– Solutos iónicos debido a la interacción dipolo-ión.

– Solutos polares.

– Solutos polares con enlace de hidrógeno.

•Son insolubles agua

– Líquidos covalente no polares (benceno, hidrocarburos).

– Gases covalentes no polares (O₂, N₂, hidrocarburos).

– Sólidos covalentes no polares o grandes moléculas orgánicas (hidrocarburos, grasas).

– Sólidos atómicos (SiO₂, SiC, C_diamante).

Solubilidad en agua

Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25ºC

Compuestos solubles Excepciones

Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ion NH₄⁺ NO₃^-, HCO₃^-, ClO₃^-

Cl^-, Br^-, I^- Halogenuros de Ag⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺

SO₄^2- Sulfatos de Ag⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Hg²⁺, Pb²⁺

Compuestos insolubles Excepciones

CO₃^2-, PO₄^3-, CrO₄^2-, S^2- Compuestos que contengan iones de metales alcalinos y el ion NH₄⁺

OH^- Compuestos que contengan iones

de metales alcalinos y el ion Ba²⁺

4.2

La descripción de una disolución implica conocer sus

componentes y sus cantidades relativas concentración.

Formas de expresar la concentración

• Fracción molar (x)

1 x

i i

• Representa el tanto por uno en moles de i

• Adimensional

• 0 x_i 1 ;

• Molalidad (m)

disolvente kg

m_i nⁱ • Unidades: mol×kg^-1 (molal, m)

• Ventaja: No varía con T

Tot i i

n

x n

• Molaridad (M)

• Unidades: mol·L^-1 (molar,M)

• Desventaja: Varía con T

• Ventaja: Facilidad para medir V disolución

L

M_i nⁱ

• Normalidad (M)

• Unidades: equiv·L^-1 (normal, N)

• Desventaja: depende de la reacción

• Uso no recomendado disolución

L

(i) es equivalent N_i

equivalentes (i) = n_i · valencia Protones transferidos en rcc. ácido-base Electrones transferidos en rcc. redox

• Porcentaje en peso (% p/p)

100

% masa disolución soluto peso masa

¿Cuál es la molalidad de una disolución de etanol (C₂H₅OH) 5.86 M cuya densidad es 0.927 g/mL?

m = moles de soluto

masa de disolvente (kg) M = moles de soluto litros de disolución Tomando1 L de disolución:

5.86 moles etanol = 270 g etanol

927 g de disolución (1000 mL x 0.927 g/mL)

masa de disolvente = masa de disolución – masa de soluto

= 927 g – 270 g = 657 g = 0.657 kg

m ⁼ moles de soluto

masa de disolvente (kg) = 5.86 moles C₂H₅OH

0.657 kg disolvente = 8.92 m

12.3

Temperatura y solubilidad

Solubilidad de sólidos y temperatura

La solubilidad aumenta con el aumento de temperatura

La solubilidadd disminuye con el aumento de temperatura

12.4

• Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una

determinada cantidad de disolvente (normalmente suelen tomarse 100 g).

• La solubilidad varía con la temperatura (curvas de solubilidad).

Cristalización fraccionada

Es la separación de los componentes de una disolución en sus componentes puros aprovechando sus diferentes solubilidades.

Supongamos que tenemos 90 g KNO₃ contaminados con 10 g NaCl.

Cristalización fraccionada:

1. Disolvemos la muestra en 100 mL de agua a 60⁰C

2. Enfriamos la disolución hasta 0⁰C

3. Todo el NaCl permanecerán en disolución (s = 34,2g/100g) 4. Precipitan 78 g de KNO₃ PURO

(s = 12 g/100g). 90 g – 12 g = 78 g

12.4

12.4

Extracción

La extracción se fundamenta en que la sustancia a separar tiene una solubilidad muy diferente en dos disolventes que son mutuamente insolubles. Éstos dos forman un sistema de dos fases (Fases: C_I y C_II) y el soluto se distribuye o reparte entre ellos según su coeficiente de reparto (K) que es igual al cociente de las solubilidades (S_I , S_II) del soluto en cada disolvente:

II I II

I

S S C

K C

Este coeficiente de reparto es función de la temperatura.

Temperatura y solubilidad

Solubilidad de gases y la temperatura

Normalmente la solubilidad disminuye al aumentar la

temperatura

12.4

A) Gases en líquidos. Efecto de la presión.

Ley de Henry: La solubilidad del gas es directamente proporcional a la presión parcial del gas de la fase gaseosa

Solubilidad. Efecto de la presión y la temperatura

C

= k

P

C_gas: Solubilidad del gas en la disolución P_gas : Presión del gas sobre la disolución k_H : Constante de Henry = f(par soluto-disolvente,T)

baja P baja C

alta P alta C

19

Solubilidad. Efecto de la presión y la temperatura

A) Gases en líquidos. Efecto de la presión

La solubilidad del nitrógeno gaseoso puro a 25 C y 1 atm es 6,8 x10^-4 mol/L. ¿Cuál es la concentración de nitrógeno disuelto en condiciones atmosféricas (en el aire hay solo un 78% de nitrógeno)??

Aplicamos la ley de Henry para determinar el coeficiente de reparto:

kP

c

1 4

10 8

, 1 6

10 8

,

6 x mol l atm

atm

l mol x

P k c

Ahora considerando la presión parcial del nitrógeno en la atmósfera podemos

determinar la solubilidad del nitrógeno gaseoso en agua aplicando de nuevo la ley de Henry:

M x

atm atm

l mol x

kP

c 6 , 8 10

0 , 78 5 , 3 10

La disminución de la solubilidad se debe a la disminución en la presión de 1atm a 0,78.

Modelo de disolución ideal

1) Descripción molecular

Disolución en la cual las moléculas de las distintas especies son tan semejantes unas a otras que las moléculas de uno de los

componentes pueden sustituir a las del otro sin que se produzca una variación de la estructura espacial de la disolución ni de la energía de las interacciones intermoleculares presentes en la misma.

2) Descripción fenomenológica

P

x

P

Ley de Raoult

de i en la

disolución líquida Presión parcial de i en el vapor

en equilibrio con la disolución

Presión de vapor del solvente

La presión de vapor ejercida por el líquido es proporcional a su fracción molar en la solución.

X disolvente

X _soluto 0

0 1

1

P°disolvente

Ley de Raoult para una solución ideal de un soluto en un líquido volátil.

P

x

P

Presión de vapor P°_A P°_B

P_B

P_A

P _total = P_A + P_B

Ley de Raoult para una solución ideal de dos componentes volátiles.

X _A X _B 0

0 1

1

Si, p.ej., P_A^o > P_B^o

“Pega”: no nos informa de la composición del vapor (x_A^V).

P_A x_A^L P_A^o P_B x_B^L P_B^o P_T P_A P_A

P_T x_A^L P_A^o x_B^L P_B^o

Disoluciones binarias ideales.

Diagramas P-x y T-x.

(1+2) (1+2) L

V

Disolución ideal de los componentes A y B (ambos volátiles) Equilibrio L V

Disolución ideal:

Ley de Raoult

P

x

P

P

x

P

En el vapor, de acuerdo con la ley de Dalton:

P

P

P

; P

x

P

; P

x

P

Con estas expresiones puedo conocer la composición del vapor sabiendo la del líquido.

Diagrama T-X (a P cte)

Representamos la temperatura de ebullición de la disolución en función de la fracción molar.

P_T es mayor que la predica por

la ley de Raoults P_T es menor que la predica por la ley de Raoults

12.6 A-B < A-A & B-B

Fuerzas intermoleculares

> &

A-B A-A B-B

Fuerzas intermoleculares

Disoluciónes no ideales líquido-líquido

CH₃OH-H₂O HNO₃-H₂O

Calcular la composición de la fase líquida de una mezcla de acetato de etilo y acetato de propilo que tiene una presión de vapor de 250 mm Hg a 60 C. Calcular la composición de la fase de vapor a dicha temperatura. Expresar los resultados en fracción molar y en % m/m.

Datos: La presión de vapor a 60 C de ambos ésteres son 415 y 172 mm Hg respectivamente. Acetato de etilo: CH₃COOCH₂CH₃, acetato de propilo CH₃COOCH₂CH₂CH₃

X_A ^L? %m/m?

X_B ^L? %m/m?

P_total=250 mm Hg T = 60C

X_A^V? %m/m?

X_B^V? %m/m?

A T= 60 C: P_A⁰ = 415 mm Hg P_B⁰ = 172 mm Hg A=acetato de etilo

B=acetato de propilo

Aplicando ley de Dalton: ^{Ptotal PA PB} Aplicando la ley de Raoult: _{Pi Xi}^L_Pi⁰

0 0

B L B A

L A

total X P X P

P

Teniendo en cuenta que: _{1 XA}^L _XB^L Sustituyendo en la ecuación anterior:

0

0 1 _A^L _B

A L A

total X P X P

P

Despejando X_A^L:

0 0

0

B A

B total

L

A P P

P X P

Sustituyendo:

0 0

0

B A

B total

L

A P P

P X P

321 , 172 0

415

172

L 250 XA

679 , 0 321 , 0 1 1 _A^L

L

B X

X

Ahora convertimos estas fracciones molares en % en peso considerando los pesos moleculares de A (88g mol^-1) y B (102 g mol^-1):

% 29 102 100

679 , 0 88

321 , 0

88 321 , 100 0

% _{1 1}

1

mol x g

x mol

g

mol x g

m m

m

L B L

A L L A

A

% 71 29

100

% 100

%^L_B ^L_A

Para calcular las fracciones en la fase gaseosa tendremos que calcular primero por la ley de Raoult las presiones parciales de A y B en la fase gaseosa y a partir de

estas podemos calcular las fracciones molares en fase gas aplicando la ley de Dalton de las presiones parciales:

0 i L i

i X P

P P_A X_A^LP_A⁰ 0,321 415mmHg 133,215mmHg mmHg mmHg

P X

P_{B B}^L _B⁰ 0,679 172 115,584

total V

i

i X P

P

total V i

i P

X P 0,533

250 215 , 133

mmHg mmHg P

X P

total V A

A

V B V

A X

X

1 X_B^V 1 X^V_A 1 0,533 0,467

Ahora convertimos estas fracciones molares en % en peso considerando los pesos moleculares de A (88g mol^-1) y B (102 g mol^-1):

% 6 , 49 102 100

467 , 0 88

533 , 0

88 533 , 100 0

% _{1 1}

1

mol x g

x mol

g

mol x g

m m

m

V B V

A V V A

A

% 4 , 50 6

, 49 100

% 100

%^V_B ^V_A

Aplicación: Destilación

Destilación simple

Como el vapor es más rico en el componente más volátil que el líquido original es posible separar los 2 componentes de una disolución ideal por destilaciones sucesivas.

Destilación fraccionada

Se construye una columna de destilación donde se producen un gran número de condensaciones y revaporizaciones sucesivas.

Destilado

(vapor condensado, rico en componente más volátil)

Residuo

(líquido residual, rico en componente menos volátil)

Presión y solubilidad de gases

12.5

La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución ( Ley de

Henry ).

C

= kP

c es la concentración (M) del gas disuelto P es la presión del gas sobre la disolución

k es una constante (mol/L•atm) que sólo depende de la temperatura

baja P baja C

alta P alta C

Propiedades coligativas

de disoluciones de no electrolítos

12.6

Disoluciones:

- Ideales (diluidas ≤ 0,2M) - Soluto

- no volatil

- no electrolito - Disolvente

- volatil

La formación de una disolución tiene consecuencias sobre una serie de propiedades: propiedades coligativas.

Propiedades que dependen únicamente de la cantidad (concentración) de soluto añadida (moles o moléculas de soluto), pero no de su naturaleza (de qué soluto sea).

Moléculas de

soluto no volátiles

Disolución (D)

Moléculas de disolvente

Disolvente (d)

1. Disminución de la presión de vapor

12.6

Como el soluto es no volátil, la presión del vapor de la disolución (P_D) corresponderá a la presión de vapor del disolvente (P_d).

P_D P_d x_d^L P_d^*

Como x_d^L 1 P_D P_d^*

La presión de vapor de la disolución es menor que la del disolvente puro

ns <<< nd

P P

P

X

P

n

n

n

P

n

n

P

P

X

P

X

P

X

P

1 X

P

P

X

P

0 (soluto no volatil)

H₂O NaCl_(ac) 0,1 M 55 mmHg 44 mmHg

a) Soluto no volatil

¿Cuánto disminuye la presión de vapor al formarse la disolución?

2. Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico

Pdisolvente

T_e(D)

T_f(D) T_f(d) T_e(d)

T_e T_f

T_e = T_e(D)-T_e(d) = K_e m T_f = T_f(d)-T_f(D) = K_c m

(d) (D)

Consecuencia de la

disminución de la presión de vapor

la temperatura de ebullición de la disolución es mayor que la del disolvente puro

¿Cuánto? ^T_eb ^{= T}_eb(D) ^{– T}_eb(d) ^{= k}_eb ^{× m}

Aplicación: determinación de pesos moleculares Ebulloscopía K_eb Constante ebulloscópica

• Propiedad del disolvente (no depende del soluto)

• Unidades: K×kg×mol-1

2. Aumento ebulloscópico

La adición del soluto provoca un descenso del punto de fusión.

T_f = T_f(d) – T_f(D) = k_f × m

k_f Constante crioscópica

• Propiedad del disolvente (no depende del soluto)

• Unidades: K×kg×mol-1

2. Descenso crioscópico

• Determinación de pesos moleculares Crioscopía

• Anticongelantes, añadir sal a las carreteras, ...

Aplicaciones:

12.6

k_f > k_b

El descenso crioscópico es más acusado que el aumento ebulloscópico

¿Cuál es la temperatura de congelación de una disolución que contiene 478 g de etilenglicol

(anticongelante) en 3202 g de agua? La masa molar del etilenglicol es 62.01 g.

D T

= K

m

m = moles de soluto

Masa de disolvente (Kg) = = 2.41 m 3.202 kg disolvente

478 g x 1 mol 62.01 g

K

(H

O) = 1.86

C/ m

D T

= K

m = 1.86

C/ m x 2.41 m = 4.48

C D T

= T

– T

T

= T

– T

= 0.00

C – 4.48

C = -4.48

C

12.6

Osmosis es el paso selectivo de moléculas de disolvente a través de una membrana semipermeable desde la disolución más diluida a la más concentrada.

Una membrana semipermeable permite el paso de las moléculas de disolvente pero no de las moléculas de soluto.

Presión osmotica (p) es la presión requerida para parar la osmosis.

disolución

diluida disolución concentrada

3. Presión osmótica

disolvente

puro disolución membrana

semipermeable

Presión aplicada para prevenir el incremento de

volumen

molécula s disolvent e

molecula s soluto movimiento neto del

disolvente

Alta

P ^Baja P

12.6

Transferencia neta de disolvente

Se ha demostrado que las disoluciones diluidas siguen aproximadamente la ley de los gases ideales

V = nRT

= cRT o bien = MRT

(en disoluciones diluidas M c)

Importancia en los seres vivos:

• Paredes celulares actúan como membranas

semipermeables: permiten el paso de moléculas

pequeñas (agua, moléculas de nutrientes) pero no de grandes (enzimas, proteínas, ...)

• Determinación de pesos moleculares osmometría.

(especialmente para moléculas con altos pesos

moleculares como, p.ej., macromoléculas biológicas).

• Ósmosis inversa desalinización

(aplicar a la disolución una presión mayor que la p, provocando un flujo de salida del disolvente).

Aplicaciones:

3. Presión osmótica

de los glóbulos) SUERO FISIOLÓGICO

disolución Hipotónica

(menor

(entra agua y puede causar la ruptura:

HEMÓLISIS)

disolución Hipertónica

(mayor (sale agua:

CRENACIÓN)

Una célula (glóbulo rojo) en:

Moléculas de agua Moléculas de soluto

Fluido intracelular

Propiedad de la membrana en el sentido de dejar pasar el solvente y no el soluto.

Isotónica

Hipotónica Hipertónica

Tonicidad de las soluciones

No hemólisis

Soluciones isotónicas Glucosa 5%

NaCl 150 mM ó

Agua destilada

Hemólisis instantánea Solución hipotónica

Glucosa 10%

NaCl 300 mM ó

Crenación

Soluciones hipertónicas

12.6

disolucion 0.1 m disolucion 0.2 m de iones

Propiedades coligativas

de disoluciones de electrolítos

disolución 0.1 m 0.1 m iones 0.1 m iones

NaCl Na⁺ + Cl^-

• Electrolito: sustancia cuya solución conduce la corriente eléctrica.

• Son compuestos químicos que se disocian produciendo iones, de esta manera el número de partículas disuelta, aumenta.

12.6

Propiedades coligativas

de disoluciones de electrolítos

• Se debe por lo tanto corregir el valor de la propiedad coligativa, ingresando a la ecuación el coeficiente de Van’t Hoff “i”

i = nº de especies que produce

No electrolitos NaCl

CaCl₂

Factor van’t Hoff (i) 1

2 3

Soluto electrolito: sustancias que al disolverse en agua se disocian en cationes y aniones, los cuales se hidratan (sales iónicas, bases iónicas y los ácidos).

Grado de disociación, : es la fracción de moléculas o fórmulas que se disocian.

•muy fuertes: 1 (sales metálicas, hidróxidos metálicos y ciertos ácido fuertes (HCl, HNO₃, H₂SO₄, etc).

•muy débiles: 0 (ácidos orgánicos, ácidos inorgánicos de elementos poco electronegativos como H3BO3, H4SiO4, oxácidos de no metales en sus números de oxidación más bajos HNO)

Factor de Van´t Hoff, i: relación entre el valor real de una propiedad coligativa y el valor calculado suponiendo que la sustancia es un no

electrolito.

T_c(experimental) = T_c(calculado) i = K_cm i

P/P_o = X_si, T_c = K_cm i, T_e= K_em i, = mRT i

Elevación temperatura ebullición T

= i K

m

Descenso temperatura fusión T

= i K

m

Presión osmótica ( ) = iMRT

12.7

Propiedades Coligativas .

Relación entre i, y :

i=1+( -1)

(para M_pX_q, = q+p)

Soluto:

- no electrolito: C₆H₁₂O_6(s) + H₂O (C₆H₁₂O₆)_(ac) i = 1 - electrolito fuerte: NaCl_(s) + H₂O Na⁺_(ac) + Cl^-_(ac) i = 2

- electrolito débil: CH₃COOH_(ac) + H₂O CH₃COO^-_(ac) + H₂O i = 1+( -1) - que se asocia: CH₃COOH_(solv) + H₂O ½ (CH₃COOH)_2(solv) i = 0,5

Propiedades Coligativas.

Clasificación:

Suspensión > 1000 A > > 10 A > Disolución

– Suspensión (Ej. Agua turbia).

La partícula dispersa:

• Es visible con instrumentos ópticos

• Se puede separar por operación mecánica: sedimentación, filtración, centrifugación ...

– Suspensión coloidal (Ej. leche, espuma de afeitar, humo, niebla...).

La partícula dispersa:

• No es visible con el microscopio ordinario. Visible por efecto Tyndall.

• Se separan por electrodiálisis, electroforesis y destrucción de coloide (floculación)

– Disolución.

La partícula dispersa:

• No es visible con instrumentos ópticos.

• Se separa por procesos con cambio de fase: destilación , solidificación , cristalización, extracción.

Dispersiones

Suspensión coloidad