disoluciones

Propiedades de las disoluciones
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Disoluciones Disoluciones
• Las disoluciones son mezclas homogéneas
de dos o más sustancias puras.
• En una disolución, el soluto se dispersa de
forma uniforme en todo el disolvente.
© 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.

Disoluciones Disoluciones
Las fuerzas
intermoleculares entre el
soluto y las partículas del
disolvente deben ser lo
suficientemente intensas
como para competir con
aquellas entre las
partículas del soluto y las
que hay entre las
partículas del disolvente.

Disoluciones ¿Cómo se forma una disolución?
A medida que se forma una disolución el
disolvente separa las partículas de soluto y
las rodea o solvata.

Disoluciones ¿Cómo se forma una disolución?
Si una sal iónica es
soluble en agua, se
debe a que las
interacciones ión-dipolo
son lo
suficientemente
intensas para
superar la energía
de red del cristal
salino.

Disoluciones Cambios de energía en
disoluciones
• Tres procesos
afectan los aspectos
energéticos de la
disolución:
– La separación de las
partículas del soluto.
– La separación de las
partículas del
disolvente.
– Nuevas interacciones
entre el soluto y el
disolvente.

Disoluciones Cambios de energía en
disoluciones
El cambio de entalpía
del proceso general
depende del DH para
cada una de estas
etapas.
ΔHdisol = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
Proceso endotérmico
Proceso
endotérmico

Disoluciones ¿Por qué suceden los
procesos endotérmicos?
Las cosas no tienden
a suceder
espontáneamente
(es decir, sin
intervención externa)
a menos que se
disminuya la energía
del sistema.
ΔHdisol > 0 exotérmica
Interacción soluto-disolvente débil

Disoluciones ¿Por qué suceden los
procesos endotérmicos?
Sin embargo,
sabemos que en
algunos procesos,
como la disolución
de NH4NO3 en agua,
se absorbe calor, no
se libera.

Disoluciones La entalpía es sólo una parte
del cuadro
La razón es que el
aumento del
desorden o
aleatoriedad
(conocido como
entropía) de un
sistema tiende a
disminuir la energía
del sistema.

Disoluciones La entalpía es sólo una parte
del cuadro
Así que aunque la
entalpía puede
incrementarse, la
energía total del
sistema puede
disminuir si el sistema
se vuelve más
desordenado.

Disoluciones Alumno, ¡cuidado!
Debido a que una sustancia desaparece
cuando llega a estar en contacto con un
disolvente, no significa que la sustancia se
disolvió.

Disoluciones Alumno, ¡cuidado!
• La disolución es un cambio físico —puede recuperarse
el soluto original evaporando el disolvente.
• De no ser así, la sustancia no se disolvió, reaccionó.

Disoluciones Tipos de disoluciones
• Saturadas
– En una disolución
saturada, el disolvente
contiene la mayor
cantidad de soluto
posible a esa
temperatura.
– El soluto disuelto está
en equilibrio dinámico
con las partículas del
soluto sólidas.

• Insaturadas
– Si la disolución es
insaturada, menos
soluto del que puede
disolverse a esa
temperatura se
dispersa en el
disolvente.

• Sobresaturada
– En las disoluciones sobresaturadas, el disolvente
contiene más cantidad de soluto de lo que es
generalmente posible a esa temperatura.
– Estas disoluciones son inestables; la cristalización
generalmente se estimula adicionando “cristal
semilla” o raspando el lado del vaso de
precipitado.

Disoluciones Factores que afectan
la solubilidad
• Los químicos utilizan el axioma “semejante disuelve a
semejante” para decir que:
– Las sustancias polares tienden a disolverse en disolventes
polares.
– Las sustancias no polares tienden a disolverse en
disolventes no polares.

la solubilidad
Mientras más
similares sean las
atracciones
intermoleculares,
más probable es
que una sustancia
sea soluble en otra.

la solubilidad
La glucosa (la cual
tiene puentes de
hidrógeno) es muy
soluble en agua,
mientras que el
ciclohexano (el cual
sólo tiene fuerzas
de dispersión) no lo
es.

la solubilidad
• La vitamina A es soluble en compuestos no
polares (como grasas).
• La vitamina C es soluble en agua.

Disoluciones Gases en una disolución
• En general, la
solubilidad de los
gases en agua
aumenta con el
incremento de masa.
• Las moléculas más
grandes tienen
fuerzas de dispersión
más intensas.

Disoluciones Gases en una disolución
• La solubilidad de
líquidos y sólidos no
cambia
apreciablemente
con la presión.
• La solubilidad de un
gas en un líquido es
directamente
proporcional a su
presión.

Disoluciones LEY DE HENRY
La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a
la presión del gas sobre la disolución:
c = kP
c= M gas disuelto
P= presión (atm) del gas sobre la disolución
k= constante de Henry (depende de temperatura)
(mol/l – atm)

Disoluciones EJERCICIO
Calcular la concentración molar del oxígeno en agua
a 25 oC para una presión parcial de 0,22 atm. La
constante de la ley de Henry para el oxígeno es de
1,3 x 10 -3 mol/l-atm.
c = kP
c = 2,86 x 10 -4 mol/l
c = 2,86 x 10 -4 M

Disoluciones Ley de Henry
Sg = kPg
Donde:
• Sg es la solubilidad del
gas.
• k es la constante de la
ley de Henry para ese
gas en ese disolvente.
• Pg es la presión parcial
del gas sobre el
líquido.

La solubilidad del nitrógeno gaseoso en agua a 25 oC
y 1 atm es de 6,8 x 10 -4 mol/l. ¿Cuál es la concentración
(M) del nitrógeno disuelto en agua bajo condiciones
atmosféricas? La presión parcial del nitrógeno gaseoso en
la atmósfera es de 0,78 atm.
Sg = kPg k= (6,8 x 10 -4 mol/l)/1atm
k = 6,8 x 10 -4 mol/l. atm
c = kP
C. Atmosféricas: P = 0,78 atm
c= 6,8 x 10 -4 mol/l. atm x 0,78 atm = 5,3 x 10-4 M

Disoluciones Temperatura
Por lo general, la
solubilidad de los
solutos sólidos en
disolventes
líquidos aumenta
con el incremento
de temperatura.

Disoluciones Temperatura
• Lo opuesto es
verdadero para los
gases:
– Las bebidas suaves
carbonatadas son más
“burbujeantes” si se
almacenan en el
refrigerador.
– Los lagos cálidos
tienen menos O2
disuelto en ellos que
los lagos fríos.

Formas de expresar
las concentraciones
de las disoluciones

Disoluciones Porcentaje de masa
% de
masa
=
de A
masa de A en la disolución
masa total de la disolución ´ 100

Disoluciones Partes por millón
y partes por billón
ppm = masa de A en la disolución
masa total de la disolución
´ 106
Partes por millón (ppm)
Partes por billón (ppb)
masa de A en la disolución ´ 109
ppb = masa total de la disolución

Disoluciones
Fracción molar (X)
moles de A
X total de moles en la disolución A =
• En algunas aplicaciones se necesita la
fracción molar del disolvente, no del soluto.
– ¡Asegúrese de encontrar la cantidad que
necesite!

Disoluciones
Molaridad (M)
mol de soluto
M = L de disolución
• Recordará esta medida de concentración
del capítulo 4.
• Dado que el volumen depende de la
temperatura, la molaridad puede cambiar
con la temperatura.

Disoluciones
Molalidad (m)
mol de soluto
m = kg de disolvente
Dado que los moles y la masa no
cambian con la temperatura, la molalidad
(a diferencia de la molaridad) no depende
de la temperatura.

Disoluciones Cambio de molaridad a molalidad
Si se conoce la
densidad de la
disolución, puede
calcularse la
molalidad a partir
de la molaridad y
viceversa.

Disoluciones Propiedades coligativas
• Los cambios en las propiedades
coligativas sólo dependen del número de
partículas del soluto presentes, no de la
identidad de las partículas del soluto.
• Entre las propiedades coligativas están:
– Disminución de la presión de vapor.
– Elevación del punto de ebullición.
– Disminución del punto de fusión.
– Presión osmótica.

Disoluciones Presión de vapor
Debido a la atracción
intermolecular soluto-disolvente,
las
concentraciones más
altas de solutos no
volátiles dificultan que
el disolvente escape a
su fase de vapor.

Disoluciones Presión de vapor
Por lo tanto, la
presión de vapor de
una disolución es
menor que la del
disolvente puro.

Disoluciones Ley de Raoult
La presión parcial de un disolvente en una disolución,
P1 está dada por la presión de vapor del disolvente
puro P°1 multiplicada por la fracción molar del
disolvente en la disolución X1
P1 = X1P°1
donde:
– X1 es la fracción molar del disolvente en disolución
– P°1 es la presión de vapor normal del disolvente puro a esa
temperatura.
– P1 presión parcial de un disolvente en una
disolución

Disoluciones Ley de Raoult
Para disoluciones que contengan un sólo soluto,
X1 = (1 – X2)
X2 = Fracción molar del soluto
Por lo tanto:
PA = XAP°A
P1 = (1 – X2 )P°1
P°1 – P1 = ΔP = X2 P°1
La disminución de presión de vapor (ΔP), es
directamente proporcional a la concentración del
soluto (X)

Calcule la presión de vapor de una disolución preparada
al disolver 218 g de glucosa (C6H12O6) en 460 ml de
agua a 30 oC ¿Cuál es la disminución en la presión de
vapor? Presión de vapor del agua a 30 oC es 31,82
mmHg. D agua es 1,0 g/ml
P1 = X1P°1
Xagua =0,955
P°1 = 31,82 mm Hg
R = 30,4 mm Hg Δ = (31,82 – 30,4)mmHg = 1,4
mmHg

Calcule la presión de vapor de una disolución
preparada al disolver 82,4 g de úrea (MM = 60 g/mol)
en 212 ml de agua a 35 oC ¿Cuál es la disminución
en la presión de vapor? Presión de vapor del agua a
35 oC es 42,18 mmHg. D agua es 1,0 g/ml
P1 = X1P°1

Disoluciones Elevación del punto de ebullición y
disminución del punto de congelación
Las interacciones soluto
no volátil-disolvente
también ocasionan que
las disoluciones tengan
puntos de ebullición
más altos y puntos de
congelación más bajos
que el disolvente puro.

Disoluciones Elevación del punto de ebullición
• El cambio en el punto de
ebullición es proporcional
a la molalidad de la
disolución:
DTb = Kb  m
donde Kb es la constante
de la elevación del punto
de ebullición molal, una
propiedad del disolvente.
DTb se adiciona al punto de
ebullición normal del disolvente.

Disoluciones Elevación del punto de ebullición
• El cambio en el punto de
congelación puede
determinarse de forma
similar:
DTf = Kf  m
• Aquí Kf es la constante de
la disminución del punto
de congelación molal del
disolvente.
DTf se sustrae del punto de
ebullición normal del disolvente.

Disoluciones
Elevación del punto de ebullición y
disminución del punto de congelación
DTb = Kb  m
DTf = Kf  m
Observe que en
ambas ecuaciones,
DT no depende de
cuál sea el soluto,
sólo de cuántas
partículas se
disuelven.

de los electrolitos
Dado que estas propiedades dependen del número de
partículas disueltas, las disoluciones de electrolitos (los
cuales se disocian en la disolución) debieran de mostrar
cambios mayores que las de no electrolitos.

de los electrolitos
Sin embargo, una disolución 1M de NaCl no mostrará
el doble del cambio en el punto de congelación a
diferencia de lo que lo hace una disolución 1M de
metanol.

Disoluciones Factor de van’t Hoff
Un mol de NaCl en
agua realmente no
da origen a dos
moles de iones.

Algo del Na+ y del Cl– se
reasocia por un corto
periodo de tiempo, por
lo que la verdadera
concentración de
partículas es un poco
menor al doble de la
concentración del
NaCl.

• La reasociación es
más probable a
concentraciones
mayores.
• Por lo tanto, el
número de
partículas presentes
es dependiente de
la concentración.

• Se modifican las
ecuaciones
anteriores
multiplicándolas por
el factor de van’t
Hoff, i.
DTf = Kf  m  i

Disoluciones Ósmosis
• Algunas sustancias forman membranas
semipermeables que permiten que
algunas partículas pequeñas las
atraviesen, pero bloquean partículas más
grandes.
• En los sistemas biológicos, la mayoría de
las membranas semipermeables permiten
que el agua las atraviese, pero no
permiten que lo hagan los solutos.

Disoluciones Ósmosis
En la ósmosis existe movimiento neto del disolvente del
área de concentración del disolvente más alta
(concentración del soluto más baja) a la de concentración
del disolvente más baja (concentración del soluto más
alta).

Disoluciones Presión osmótica
La presión requerida para detener la ósmosis,
conocida como presión osmótica, p, es:
nV
p = ( )RT = MRT
donde M es la molaridad de la disolución.
Si la presión osmótica es la misma en ambos lados de
una membrana (es decir, las concentraciones son
iguales), las disoluciones son isotónicas.

La presión osmótica promedio del agua de mar, es
aproximadamente de 30 atm a 25 °C. Calcule la
concentración molar de una disolución acuosa de sacarosa
(C12H22O11) que es isotónica con el agua de mar :
nV
p = ( )RT = MRT
R = 1,23 M
¿Cuál es la presión osmótica (atm) de una disolución
de úrea 0,884M a 16 °C.
CO(NH2)2

Disoluciones Ósmosis en células sanguíneas
• Si la concentración
del soluto fuera de la
célula es mayor que
la de adentro de la
célula, la solución es
hipertónica.
• El agua fluirá hacia
fuera de la célula y
sucederá crenación.

Disoluciones Ósmosis en células
• Si la concentración del
soluto fuera de la célula
es menor que la de
adentro de la célula, la
solución es hipotónica.
• El agua fluirá hacia
dentro de la célula y
sucederá hemólisis.

Disoluciones Coloides
A las suspensiones de partículas mayores a las
de iones o moléculas individuales, pero
demasiado pequeñas como para sedimentarse
por gravedad, se les llama coloides.

Disoluciones Efecto Tyndall
• Las suspensiones
coloidales pueden
dispersar rayos de luz.
• A este fenómeno se le
conoce como efecto
Tyndall.

Disoluciones Coloides en sistemas biológicos
Algunas moléculas
tienen un extremo
polar hidrofílico (afín
con el agua) y un
extremo no polar
hidrofóbico (sin
afinidad con el agua) .

El estearato
de sodio es
un ejemplo
de esa
molécula.

Estas
moléculas
pueden auxiliar
en la
emulsificación
de grasas y
aceites en
disoluciones
acuosas.

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