UNIDAD 1: DISOLUCIONES

Objetivo General

Conocer la composición, tipos de concentración y propiedades coligativas de las disoluciones que son importantes

en la comprensión de nuestro medio circundante.

Disolución

El concepto de disolución o solución adquiere vital importancia en la vida de los seres vivos, debido a que son una

de las formas más comunes en que se presenta la materia. Vivimos en una solución de gases, los mares son complejas

soluciones de gases y sólidos en agua.

Muchos de los líquidos que bebemos habitualmente, incluyendo el agua potable son soluciones, así como algunos

combustibles, gas licuado, bencina, son también soluciones, el acero las joyas, las monedas, se les conoce como

soluciones sólidas, en nuestro organismo se encuentran también soluciones como la orina, el suero sanguíneo.

Por esto las soluciones son importantes en nuestro medio ambiente, además de ser condición indispensable para que

ocurran reacciones químicas.

¿Cómo definir disolución?

Es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias

Esta homogeneidad de la solución se manifiesta en el hecho de que al tomar una muestra de cualquier parte de la

solución y comprarla con otra muestra de la misma solución, esta presenta las mismas propiedades.

Como las soluciones son mezclas, deben estar constituidas por al menos 2 sustancias, la que se encuentra en mayor

proporción y disuelve al otro se llama solvente y la sustancia disuelta se llama soluto.

Los tres estados de la materia pueden combinarse en formas diferentes para formar mezclas binarias (2

componentes).Puesto que todos los gases son solubles entre si; por lo tanto el aire y todas las otras mezclas gaseosas

constituyen soluciones, sin embargo los sólidos y líquidos, no se disuelven en los gases.

Las aleaciones son mezclas de sólidos en sólidos, por ejemplo: el bronce, el oro con la plata el cobalto con níquel.

Un ejemplo clásico de una solución de un líquido en un sólido, es el mercurio, en el oro o en la plata, estas

soluciones se llaman amalgamas que tienen su mayor uso en el trabajo dental, para reparar las caries.

De acuerdo con esto podemos ver los tipos de soluciones que existen, atendiendo al estado físico, en que se

presentan.

FUNDACIÓN EDUCACIONAL COLEGIO DE LOS SS.CC.

- MANQUEHUE-

ASIGNATURA: QUÍMICA NIVEL: II MEDIO

PROFESORES: MAGDALENA LOYOLA SERGIO ANDRÉS

Tipos de solución:

FASE DEL SOLUTO SOLUCIÓN EJEMPLO

Gaseosas Gas Líquido Sólido

Todas las mezclas de gases. Bebidas gaseosas Hidrógeno en paladio

Líquidos Gas Líquido Sólido

Bebidas alcohólicas Amalgamas, mercurio en oro.

SOLUBILIDAD

A medida que se disuelve mayor cantidad de soluto en un solvente, aumenta la concentración de la solución. En muchos casos, sin embargo, el aumento de concentración alcanza un límite, más allá del cual no aumenta, porque es imposible ya disolver mayor cantidad de soluto. En este punto la solución se halla saturada. La concentración de una solución saturada se conoce como la solubilidad de la sustancia; en otras palabras; la medida de la solubilidad de una sustancia es simplemente la concentración de su solución saturada. El equilibrio en las soluciones Cuando una sustancia se disuelve en otra, es necesario que sus moléculas se dispersen, lo cual se logra si la atracción entre las moléculas de solvente y el soluto es mayor que la que existe entre las moléculas de soluto entre sí. Durante la disolución tienen lugar dos procesos opuestos a una temperatura determinada, las moléculas del sólido abandonan la superficie de los cristales a una velocidad constante, tendiendo a aumentar la concentración de la solución y por otra parte algunas de las moléculas disueltas chocan con las superficies de los cristales y debido a que el sólido tiene atracción hacia sus propias moléculas, estas cristalizan. El proceso de cristalización aumenta en velocidad a medida que aumenta la concentración de la solución, produciéndose un equilibrio dinámico, cuando la velocidad de retorno a la fase cristal iguale exactamente a la velocidad de desprendimiento de moléculas de soluto de dicha fase. Durante el equilibrio dinámico, no pudiendo aumentar la concentración de la solución, esta se halla saturada. Factores de los cuáles depende la solubilidad

a. Naturaleza del disolvente (solvente) La solubilidad de una sustancia puede variar mucho según el solvente empleado. Así por ejemplo, la cantidad de bromo que puede disolver el bromoformo es 66,7 veces mayor que la que puede disolver el agua. En general, una sustancia tiende a disolverse en solventes que son químicamente análogos a ella; el naftaleno es un hidrocarburo muy soluble en bencina, sustancia que es una mezcla de hidrocarburos.

b. Temperatura La solubilidad de los gases suele disminuir al aumentar la temperatura de la disolución. El aire disuelto que contiene el agua potable tiende a escapar en burbujas cuando se calienta el agua. Para los cuerpos sólidos puede decirse que la mayoría es más soluble en caliente que en frío. El modo como varía la solubilidad en función de la temperatura se aprovecha en la industria para separar a las sales unas de otras cuando se encuentran mezcladas o para liberarlas de sus impurezas.

c. Presión

En lo que respecta a los líquidos y sólidos, la presión no influye esencialmente en su solubilidad. Por su parte los gases aumentan su solubilidad con la elevación de la presión. La ley de Henry establece que la solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión del gas sobre el líquido.

d. Área de superficie de contacto

Esta variable es aplicable a solutos en estado sólido, en la medida que un sólido se encuentra más disgregado o muy dividido permite aumentar la superficie de contacto. De esta manera, también su solubilidad aumenta por unidad de tiempo.

EJERCICIOS DE SOLUBILIDAD

1) Considerando la siguiente gráfica que muestra las solubilidades de distintos compuestos (1,2,3 y4) de

acuerdo al aumento de la temperatura, responda si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera

(V) o falsa (F). Justifique las falsas.

V o F

a) La solubilidad del compuesto 1 es la que se ve más afectada por la influencia de la temperatura.

b) 1 podría corresponder a un gas

c) La sustancia más soluble a 30 °C es 2

d) Las sustancias 1, 2 y 3 podrían ser solidas o líquidas.

2) Se tiene un barco y un grupo de personas que quiere viajar en él:

Suponiendo que el barco es el disolvente, las personas el soluto y la capacidad del barco es de 20 personas

(solubilidad), indique qué tipo de disolución (saturada, insaturada o sobresaturada) se forma en las

siguientes situaciones, Jutifique.

A) Si viaja la mitad de las personas de la imagen en el barco________________________

B) Viajan todas las personas de la imagen en el barco________________________

C) Viajan 20 personas en el barco________________________

3) En la siguiente tabla se presenta la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) y el cloruro de potasio (KCl)

a dos temperaturas diferentes:

A partir de la información proporcionada por la tabla responda las siguientes preguntas:

a) ¿Cuál es la sal más soluble a 20° C?

b) Si se disuelven 72 g de NaCl en 200 g de agua a 50° C ¿qué tipo de disolución se formará? Escriba

el desarrollo con regla de tres.

c) Si se disuelven 86 g de KCl en 200 g de agua a 50°C ¿qué tipo de disolución se formará?. Escriba el

desarrollo con regla de tres.

4) La solubilidad del nitrógeno molecular en agua es de 0,024 g/L. a una atmósfera de presión.

Suponiendo que esta solubilidad es la misma que en la sangre; determine la solubilidad del nitrógeno

gaseoso en la sangre de un buzo que ha descendido a una profundidad de 20 metros bajo la superficie

del océano. Dato; cada 10 m. de profundidad en el océano la Pº aumenta al doble. R = 0,096 g / L.

5) La solubilidad del sulfato de bario (BaSO4) en agua es 0,0002 g/100 g de agua a 20ºC. Se encontró que

una solución de éste compuesto a igual temperatura contenía 0,000049 g. del soluto en 20 g. de agua

¿Esta es una solución saturada, insaturada, o una solución sobre saturada.

6) De acuerdo al gráfico responda:

60

A C B

50

40 D

30 x F

20

0 10 30 40 50 60 70 80

Temperatura (ºC)

a) ¿Cuál es la solubilidad (aproximada) de A, B, C y D a cero grados Celsius?

b) ¿Cuál de los compuestos es menos afectado en su solubilidad por la temperatura?

c) ¿A cuál de los compuestos le es más favorable la temperatura en su solubilidad?

d) ¿Qué representa X respecto a B y a C?

e) ¿Cuál de los compuestos, de acuerdo al efecto que tiene la temperatura en su solubilidad, se asemeja más a un gas? Explique.

Solubilidad (g / L de agua)

CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

Los términos diluido y concentrado se utilizan frecuentemente para expresar concentraciones relativas pero carecen

de un significado cuantitativo exacto.

Una solución con una mayor cantidad de soluto que otra se dice que está más concentrado. Contrariamente aquella

con la menor cantidad de soluto se dice que está más diluido.

La concentración absoluta de una disolución nos dice qué tanto soluto está disuelto en un cantidad dada de solvente

o en una solución dada.

Por esto se hace necesario determinar algún sistema de unidades, que nos diga la cantidad de soluto presente en una

solución y de esta forma saber su concentración.

Es importante tener claro para la resolución de muchos ejercicios, esta información:

Masa solución (g) = masa soluto (g) + masa disolvente (g)

Volumen solución

(mL)=

volumen soluto (mL) + volumen disolvente (mL)

1L = 1000 mL

1 Kg = 1000 g

Unidades de concentración de disoluciones

Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se utilizan unidades de carácter físico y químico.

Unidades físicas

Porcentaje Masa/Masa o peso/peso (%m/m o %p/p)

Porcentaje masa/volumen (%m/v)

Porcentaje volumen/volumen (%v/v)

Unidades químicas Molaridad (M): Moles de soluto por Litro de solución.

Molalidad (m): Moles de soluto por Kg de solvente.

Fracción Molar (Xi): Moles de soluto o solvente en los moles totales de solución.

EJERCICIOS RESUELTOS…

1. %m/m

Expresa la cantidad de gramos de soluto contenidos en 100 g de solución.

¿Cuántos gramos de ácido nítrico se necesitan para preparar 60 g de solución al 80% m/m?

Solución: Una solución al 80% m/m contiene 80 g de soluto por cada 100 g de solución. En 60 g de solución

estarán contenidos:

100 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

80 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜=60 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜→ 𝑥 = 48 𝑔 𝑑𝑒 𝐻𝑁𝑂3

2. % m/v

Expresa la cantidad de gramos de soluto contenidos por cada 100 mL de solución.

¿Qué cantidad de azúcar se necesita en la preparación de 24 mL de solución al 80%m/v?

Solución: Una solución al 80%, contiene 80 g de soluto por cada 100 mL de solución. En 24 ml están contenidos

los siguientes gramos.

100 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

80 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜=24 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜→ 𝑥 = 19,2 𝑔 𝑑𝑒 𝑎𝑧ú𝑐𝑎𝑟

3. % v/v

Expresa la cantidad de mL contenidos en 100 mL de solución

1,2 mL de ácido oleico se disuelven en 28,8 mL de benceno ¿cuál es el %v/v de la solución?

Solución: 30 mL de solución contienen 1,2 mL de ácido oleico, 100 mL contienen.

30 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

1,2 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜=100 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑥 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜→ 𝑥 = 4% 𝑣/𝑣

4. Molaridad (M)

Representa el número de moles de soluto por litro de solución.

𝑀 =𝑛 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠)

𝑉 (𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠)

Calcular la M de 250 mL de solución que contienen 20 g de hidróxido de sodio (M.M.=40 g/mol).

Solución: 𝑀 =𝑛

𝑣 Como no se conoce el número de moles (n) es necesario calcularlo.

𝑛 =𝑔 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜

𝑃.𝑀 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜

𝑛 =20 𝑔

40 𝑔 /𝑚𝑜𝑙= 0,5 𝑚𝑜𝑙

Por lo tanto:

𝑀 =0,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠

0,25 𝐿= 2

𝑚𝑜𝑙

𝐿= 2𝑀

5. Molalidad (m): Es el número de moles de soluto por Kg de solvente.

𝑚 =𝑛

𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒

La concentración de una solución molar varía con la temperatura, pues al cambiar ésta varía el volumen de la

solución. En cambio esto no ocurre con las soluciones molales, en las cuales la relación entre solvente y soluto

está establecida en masa.

Se disuelven 2,45 g de H2SO4 (soluto) en 0,1 Kg de agua (solvente)

Los moles de soluto (H2SO4) corresponden a 2,45 𝑔

98 𝑔 /𝑚𝑜𝑙 = 0,025 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

Por lo tanto la molalidad será:

𝑚 =0,025 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠

0,100 𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒= 0,25

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠

𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 0,25 𝑚

6. Fracción Molar (X)

La fracción molar se define como el número de moles de uno de los componentes de la disolución dividido por

el número de moles totales de esta disolución.

La fracción molar del soluto de la disolución se escribe como:

𝑿𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐+𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 𝑿𝑺𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 =

𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆

𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐+𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆

La fracción molar no tiene unidades.

Ejemplo: Una disolución se prepara disolviendo 200,4 g de etanol puro (M.M. =46 g/mol) en 143,9 g de agua

(M.M. =18g/mol) determine la fracción molar del etanol y la del agua.

𝑋𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 =

200,4 𝑔46 𝑔/𝑚𝑜𝑙

200.4 𝑔46 𝑔/𝑚𝑜𝑙

+143,9 𝑔18 𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝑋𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙=0,353

En una disolución de etanol en agua se tiene que:

𝑋𝐸𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 + 𝑋𝑎𝑔𝑢𝑎 = 1

0,353 + 𝑋𝑎𝑔𝑢𝑎 = 1

𝑋𝐴𝑔𝑢𝑎 = 0,647

GUÍA DE EJERCICIOS PROPUESTOS

1. Si tenemos 16 g de HNO3 presentes 81 g de solución acuosa. ¿Cuáles es el % m/m de la solución? (R= 19,75% m/m)

2. Con 40 g de solvente se preparan 50 g de solución ¿cuál es el % m/m de la solución? (R= 20 % m/m)

3. Si se disuelven 20 g de alcohol en 30 g de agua ¿cuál es % m/m de la solución? (R= 40 % m/m)

4. Una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) Tiene una concentración de 37 % m/m de HCl ¿Cuántos g de esta solución contendrán 5 g de HCl puro?

(R= 13,51 g de solución)

5. Se desea preparar 100 g de solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) al 19 % m/m ¿Cuántos g de NaOH y de H2O debe usar?

(R= 19 g de NaOH y 81 g de H2O)

6. En 12,5 mL de solución existen 2 g de soluto. Calcule el % m/v de la solución. (R= 16 % m/v)

7. ¿Qué masa de yodo se necesita para preparar 50 mL de solución al 30 % m/v?

(R= 15 g)

8. Se requiere preparar 200 mL de solución al 25 % m/v ¿Cuántos g de soluto se necesitan? (R= 50 g)

9. Se disuelven 30 g de azúcar en 100 mL de agua, obteniéndose 115 mL (Densidad H2O=1g/ml). Calcule: a) %m/m (R= 23,07% m/m) b) % m/v (R=26,08 % m/v)

10. Se disuelven 20 mL de alcohol (d= 0,8 g /mL) en 60 g de agua. determine el % m/m. (21,05 %m/m)

11. Se disuelven 30 mL de alcohol puro (densidad alcohol= 0,8 g/ml) en 120 mL de agua (densidad H2O=1g/ml).

Determine: a. %m/m ( 16,67 % m/m) b. %m/v ( 16 %m/v)

12. Se tiene una solución al 12 % m/m de cierta sustancia en agua, la densidad de la solución = 1,10 g /mL, calcula el % m/v.

(13,19 % m/v) 13. Se tiene una solución de cloruro de sodio (NaCl) en agua al 10 %m/v la densidad de la solución=1,20 g /mL.

Calcule el % m/m. (R= 8,33 %m/m) 14. Se tiene una solución acuosa de K2SO4 en agua al 15%m/m, la densidad solución= 1,5 g/mL. Calcular:

a. g de K2SO4 disueltos en 150 g de solución (R=22,50 g) b. g de K2SO4 disueltos en 100 g de agua (R=17,65 g) c. g de solución en que están disueltos 25 g de K2SO4 (R=166,67 g) d. % m/v (R=22,49 %m/v)

15. Se desea preparar 100 mL de solución 0,2 M de ácido sulfúrico (H2SO4). Calcule la cantidad de ácido necesario

para preparar dicha solución (M.MH2SO4 = 98 g/mol) (R= 1,96 g) 16. ¿Cuántos g de ácido cítrico (M.M = 192 g/mol) se necesitan para preparar 1500 mL de solución al 2M?

(R= 576 g)

17. ¿Cuántos g de HCl (M.M. = 36 g /mol) hay en 200 mL de una solución 0,15 M? (R= 1,08 g)

18. ¿Cuántos moles de soluto se necesitan para preparar 100 mL de solución 0,1 M? (R=0,01 moles)

19. Calcule la M de una solución que en 20 mL contiene 0,0425 g de amoniaco (NH3) (MMNH3= 17 g/mol) (R=0,125 M)

20. Se necesita preparar 200 mL de solución de naftaleno 0,1 M ¿Cuántos moles son necesarios? (R= 0,02 moles)

21. Cuántos litros de solución 0,5 M pueden prepararse con 392 g de de ácido sulfúrico (H2SO4) (M.MH2SO4 = 98 g/mol)

(R=8 L)

22. ¿Cuántos g de HCl son necesarios para preparar 100 mL de solución 0,1 M (M.M HCl = 36,5 g/mol)

(R=0,365 g) 23. Se mezclan tres soluciones de ácido nítrico (HNO3) a distintas concentraciones: SOLUCIÓN A: 2mL de

solución 0,2 M, SOLUCIÓN B: 2 mL de solución 0,1 M y SOLUCIÓN C: con 4 mL de solución 0,05 M ¿Cuál es la molaridad de la solución resultante?

(R= 0,1M)

24. Se disuelven 800 ml de alcohol (M.M alcohol= 64 g/mol) en 1360 g de agua. Determine la M (dalcohol= 0,5 g/ml , dagua= 1 g/ml)

(R = 2,89M) 25. Determinar la molaridad de una solución que se encuentra al 5% m/v de NaCl (M.M.NaCl= 58,5 g/mol)

(R=0,86 M)

26. Se disuelven 1g de glucosa (C6H12O6) en suficiente agua hasta completar 50 mL de solución (M.M C6H12O6=

180 g/mol). Calcular: a. %m/v (R= 2%m/v) b. M (R=0,11 M)

27. Determinar cuántos g de KCl (M.M KCl = 74,6 g/mol) se necesitan para obtener 200 mL de una solución 0,6 M.

(R= 8,95 g de KCl) 28. Se prepara una disolución de 10 moles de H2O; 1 mol de NaOH y 2 moles de azúcar ¿Cuál es la fracción molar

de NaOH? (R= 0,077)

29. ¿Cuál es la fracción molar del agua en una disolución acuosa al 60% m/m de etanol? (M.M etanol= 46 g/mol; M.M. agua =18g/mol)

(R=0,63) 30. Suponga que se mezclan 3,65 L de NaCl 0,11 M, con 5,11 L de NaCl 0,16 M. Suponga que los volúmenes son

aditivos, es decir, el volumen final después de la mezcla es 8,76 L ¿Cuál será la molaridad de la solución final? (R= 0,14 M)

31. Calcular la molaridad de una solución acuosa de H2SO4 de densidad 1,19 g/mL y que contiene 27% m/m de H2SO4. (M.M=98 g /mol).

(R=3,28 M) 32. ¿Cuántos g de HNO3 (M.M= 63 g/mol) se deben disolver en 500 g de agua (solvente) si se desea obtener una

solución acuosa 0,2 m? (R=6,30 g) 33. ¿Cuántos g de HNO3 (M.M= 63 g/mol) están contenidos en 5,32 g de solución, de concentración 1m?

(R=0,32 g) 34. Calcular los g de naftaleno (M.M=128 g/mol) necesarios para disolver en 500 g de solvente si se desea obtener

una solución 0,2 m. (R=12,80 g) 35. Sobre 32 g de naftaleno (M.M=128 g/mol) se agrega solvente hasta completar 282 g de solución. Calcular la

molalidad de la solución resultante. (R= 0,99m) 36. ¿Cuál es la molalidad de una solución de NaOH (M.M= 40 g/mol) al 20%m/m?

(R=6,25 m)

37. Se disuelven 44,83 ml de benceno (d=0,87 g/mL; M.M= 78 g/mol) en 200 ml de éter dietílico d=0,71 g/mL. Calcule la molalidad de la solución.

(R=3,52 m)

38. Una solución de alcohol etílico (M.M= 46 g/mol) en agua tiene una concentración 1,54 m. ¿Cuántos g de alcohol están disueltos en 2500 g de agua?

(R=177,1 g) 39. Se tiene una solución que contiene 410,3 g de H2SO4 (M.M=98 g /mol). por litro de solución. Si la densidad de

la solución es de 1,24 g/ml ¿Cuál es la m y la M de la solución? (R= 5,05m; 4,19 M)

40. Al disolver 30 g de un azúcar (M.M= 342 g/mol) en 100 mL de agua (dH20=1 g/mL) se obtuvieron 115 mL de solución. Expresa la concentración de la solución en:

a. %m/m (R=23,07 %m/m) b. %m/v (R=26,09 % m/v) c. %v/v (R=13,04 %v/v) d. M (R=0,78 M) e. m (R=0,90 m)

41. El ácido sulfúrico (M.M=98 g /mol) comercial tiene una densidad de 1,81 g/mL, correspondiéndole una

concentración de 88,6 %m/m. Calcule la concentración en %m/v, M y m. (R=160,39 %m/v; 16,29 M; 78,94 m)

Dilución de una disolución La dilución de una solución se aplica cuando esta tiene una concentración alta, por lo cual a partir de esta se puede preparar otra solución de concentración menor, este procedimiento es bastante común en los trabajos de laboratorio. Cuando una solución se diluye, es decir, se le añade más solvente, el número de moles de soluto (n), no varía. Por lo tanto si esto lo quisiéramos transformar a una relación matemática tendríamos.

𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜⏟ 1 = 𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 2⏟

Solución original Solución Final Puesto que el nº de moles de soluto = V * M; se tiene:

𝑽𝟏 ∗ 𝑴𝟏 = 𝑽𝟐 ∗ 𝑴𝟐 Donde el subíndice 1 se refiere a la solución antes de la dilución y el subíndice 2 a la solución después de la dilución. Ejemplo: ¿Qué volumen de solución 0,1 M se puede preparar partiendo de 60 mL de HCl de concentración 6M? ¿Qué tanta agua se debe agregar para hacer la dilución?

Solución Original 1 Solución Final 2

V= 60 mL Concentración 6 M V1 * M1 = V2 * M2

60 ml * 6M = x * 0,1 M X= 3600 mL=3,6 L

V = x Concentración 0,1 M

Por lo tanto, para obtener una solución 0,1 M, los 60 mL de HCl de concentración 6 M deben diluirse a 3,6 L. Para hacer esto es necesario agregar 3,540 mL de agua (3600mL -60mL) para obtener un volumen total de 3,6 L.

PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SOLUCIONES: PROPIEDADES COLIGATIVAS

Introducción

Una solución que consta de dos o más componentes, carece de las propiedades físicas constantes de una sustancia pura, como son los puntos de fusión y de ebullición, densidad, presión de vapor, etc. En las soluciones algunas de estas propiedades dependen de la concentración de las partículas componentes y no de su naturaleza. Tales propiedades se conocen como propiedades coligativas y son: El descenso en la presión de vapor, la variación en el punto de congelación, la elevación en el punto de ebullición y la presión osmótica. Las propiedades coligativas se pueden usar en la determinación de los pesos moleculares de las sustancias disueltas y pueden dar además información valiosa acerca de las propiedades del soluto si se conocen las propiedades del solvente.

Presión de vapor de las soluciones. Ley de Raoult La presión de vapor se define como la fuerza que se aplica sobre una cierta superficie o la presión ejercida por las partículas en estado gaseoso de un disolvente sobre las partículas del disolvente que se encuentran en estado líquido. Debemos considerar que presión de vapor del solvente puro siempre es mayor que la presión de vapor del disolvente en la disolución. La presión de vapor de una solución constituida por una sustancia no volátil en un líquido volátil, la presión de vapor de la solución desciende; esto está regido por la ley de Raoult, la que establece que el descenso relativo de la presión de un disolvente es igual a la fracción molar del soluto que contiene. Matemáticamente esta ley se puede expresar de la siguiente forma:

𝑷 = 𝑷𝟎 ∗ 𝑿𝒅 en que P0 es la presión de vapor del disolvente puro, P es la presión parcial del disolvente en una disolución en la que, Xd corresponde a la fracción molar del disolvente.

Considerando que Xsoluto + Xdisolvente = 1

tenemos que: Xdisolvente = 1 – Xsoluto

reemplazando en (1) tenemos que: P = P0 (1 – Xsoluto) P = P0 – P0 Xsoluto

P0- P = P0 Xsoluto

∆P = P0 * Xsoluto

que es otra manera de expresar la ley de Raoult. Ejemplo: Se disuelven 25 g de glucosa (M.M. = 180g/mol) en 150 g de agua a 60ºC; si la presión de vapor del agua a 60ºC es de 149, 4 mmHg, determine la presión de vapor de la disolución.

Solución: 𝑷𝒅 = 𝑷𝟎 × 𝑿𝒅

𝑷𝒅 = 𝟏𝟒𝟗, 𝟒 𝒎𝒎𝑯𝒈 ×

𝟏𝟓𝟎 𝒈

𝟏𝟖 𝒈/𝒎𝒐𝒍

𝟏𝟓𝟎 𝒈

𝟏𝟖 𝒈/𝒎𝒐𝒍+

𝟐𝟓 𝒈

𝟏𝟖𝟎 𝒈/𝒎𝒐𝒍

𝑷𝒅 = 𝟏𝟒𝟔, 𝟗𝟓 𝒎𝒎𝑯𝒈

Respuesta: La presión de la disolución es de 146, 95 mmHg

Temperatura de ebullición y de congelación de las soluciones

La temperatura de ebullición de una solución de un soluto no volátil es mayor que la temperatura de ebullición del solvente puro. La diferencia entre las temperaturas de la solución y del solvente se conoce como elevación de la

temperatura de ebullición y se designa por Δte. En soluciones diluidas, la elevación del la temperatura es directamente proporcional al número de moles de soluto en una masa dada de solvente. Esto es, un mol de cualquier soluto añadido a la misma cantidad de solvente, siempre producirá la misma elevación de la temperatura de ebullición.

Para cada solvente se ha medido el número de grados de aumento de la temperatura de ebullición que se produce al adicionar 1 mol de soluto no volátil a 1000 g de solvente. Este número recibe el nombre de constante molal del temperatura de ebullición o constante ebulloscópica molal (Ke) y puede usarse para calcular los masas molares de los solutos a partir de datos experimentales. Al convertir esta proporcionalidad en igualdad se tiene:

Δte = Ke * m Δte = Temperatura de ebullición de la disolución – Temperatura de ebullición del disolvente El valor de Ke es una propiedad del solvente y es independiente de la naturaleza del soluto. El valor de Ke para el agua es 0,51 ºC/m. Así si se disuelve 1 mol de un compuesto orgánico en 1000 g de agua, la solución hervirá a 100 ºC +0,51 ºC = 100,51 ºC. En contraste con la temperatura de ebullición, la temperatura de congelación de una disolución generalmente es más bajo que la temperatura de congelación del solvente puro. La diferencia entre estas dos temperaturas se conoce como depresión en la temperatura de congelación y se designa por Δtc y es proporcional a la concentración molal del soluto, teniéndose entonces que.

∆𝒕𝒄 = 𝑲𝒄 ∗ 𝒎 KC = constante molal del temperatura de congelación o constante crioscópica molal. El valor de Kc para el agua es de -1,86 ºC/mol y es independiente de la naturaleza del soluto.

Si se disuelve 1 mol de azúcar en 1000 g de agua la temperatura de congelación de la solución será 0ºC – 1,86 ºC = -1,86 ºC. La elevación en la temperatura de ebullición Δte y la disminución de la temperatura de congelación Δtc son propiedades coligativas y dependen de la concentración molal del soluto. Constantes ebulloscópica y crioscópica para algunos solventes

SOLVENTE °T congelación (ºC) KC °T ebullicion (ºC) Ke

Agua 0,0 1,86 100 0,51

Ácido acético 16,6 3,90 118,5 2,93

Benceno 5,5 5,10 80,1 2,53

Ciclohexano 6,5 20,2 81,0 2,79

Fenol 43,0 3,56 182,0 7,40

Alcanfor 178,4 37,7 208,25 5,95

Tetracloruro de carbono -22,8 31,8 76,8 5,03

Etanol -117,3 1,99 78,5 1,22

EJERCICIOS RESUELTOS …

Se disuelven 10 g de naftaleno en 50 cc de benceno (d=0,88 g/cc). ¿Cuál debe ser la temperatura de ebullición de la solución obtenida? ¿Cuál es su temperatura de congelación?

Constante ebulloscopica benceno 2,53 ºC/m

Constante crioscópica benceno 5,12 ºC/m

Temperatura de ebullición del benceno 80,1 ºC

Temperatura de congelación benceno 5,5 ºC

Se determina la molalidad de la solución: 50 cc de benceno corresponden a:

50 𝑐𝑐 ∗ 0,88𝑔

𝑐𝑐= 44 𝑔 𝑑𝑒 𝑏𝑒𝑛𝑐𝑒𝑛𝑜.

44 𝑔 𝑑𝑒 𝑏𝑒𝑛𝑐𝑒𝑛𝑜

10 𝑔 𝑑𝑒 𝑛𝑎𝑓𝑡𝑎𝑙𝑒𝑛𝑜=1000 𝑔 𝑑𝑒 𝑏𝑒𝑛𝑐𝑒𝑛𝑜

𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑛𝑎𝑓𝑡𝑎𝑙𝑒𝑛𝑜= 𝑥 = 227,3 𝑔 𝑑𝑒 𝑛𝑎𝑓𝑡𝑎𝑙𝑒𝑛𝑜

La M.M. del naftaleno (C10H8) = 128 g/mol. Los 227,3 g corresponden a:

227,3 𝑔

128 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 1,77 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑛𝑎𝑓𝑡𝑎𝑙𝑒𝑛𝑜

Por lo tanto la solución es 1,77 molal. La constante ebulloscópica del benceno es 2,53 ºC/m El ascenso en el punto de ebullición es:

∆𝒕𝒆 = 2,5ºº𝐶

𝑚∗ 1,77 𝑚 = 4,5º 𝐶

Como el punto de ebullición del benceno es 80,1 ºC; la solución hervirá a:

80,1 ºC + 4,5 ºC = 84,6 ºC

La constante crioscópica del benceno es de 5,12 ºC/m. El descenso del punto de congelación será:

∆𝑡𝑐 = 5,12 ∗ 1,77 = 9,1 º𝐶

La solución debe congelar a 5,5 – 9,1 = -3,6 ºC.

Presión Osmótica

Muchos procesos químicos y biológicos dependen de la ósmosis, el paso selectivo de moléculas del disolvente a

través de una membrana porosa desde una disolución diluida hacia una de mayor concentración.

Los dos compartimientos de la figura 1, están separados por medio de una membrana semipermeable, que permite

el paso de moléculas del disolvente (H2O) pero impide el paso de moléculas de soluto (azúcar). Al principio, el nivel

de agua en los dos compartimentos es igual, después de algún tiempo, el nivel el compartimento de la derecha

empieza a aumentar y continúa elevándose hasta que se alcanza el equilibrio, es decir, hasta que el flujo neto de H2O

es cercano a cero. Esto se logra cuando la concentración de soluto en ambos tubos se iguala.

La presión osmótica (π) se define como la presión hidrostática necesaria para detener el flujo neto de agua

a través de una membrana semipermeable que separa disoluciones de distintas concentraciones de soluto,

esta presión puede medirse directamente a partir de la diferencia en los niveles finales del fluido.

La presión osmótica de una disolución está determinada por la expresión:

π = M * R * T

π= Presión osmótica en atm [ RECORDAR 1atm=760 mmHg]

M= Molaridad

R= Constante de los gases= 0,082 (L *atm/K * mol)

T= Temperatura en K (Recordar transformación K=°C+273)

EJERCICIO RESUELTO… La presión osmótica de una disolución acuosa de sacarosa (C12H22O11) es de 30 atm a 25°C. Calcule la concentración molar de la disolución.

π = M * R * T

Reordenamos la expresión, para poder determinar la concentración molar de la disolución de sacarosa:

M = π/R*T (1)

Primero transformamos los valores de temperatura de escala Celsius a escala Kelvin K=°C + 273 K= 25 + 273= 298 K =T Reemplazamos los valores de R, π y T en la expresión (1): M = 30 atm/(0,082 L *atm/K * mol * 298 K)

M = 1,23 moles/L = 1,23 M

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Calcule la presión de vapor de una disolución preparada al disolver 218 g de glucosa (masa molar = 180 g/mol)

en 460 mL de agua (masa molar=18 g/mol) a 30°C. ¿Cuál es la disminución en la presión de vapor? (Dato

Presión de vapor del agua pura a 30°C =31,83 mmHg) (R=2,09 * 10-3 atm)

2. Si la presión de vapor de un solvente puro es 70 mmHg a 25 ºC, ¿Cuántos gramos de 1,2 dibromobenceno

(C6H4Br2, M.M = 235,832 g/mol) se deben agregar a 25 g de un líquido A de M.M. =120 g/mol para obtener

una presión de vapor de 60 mmHg a 25 ºC?

(R=8,19 g)

3. Un mol de azúcar de M.M= 180 g/mol se disuelve en 29 moles de agua a 25ºC. Si la presión de vapor del agua a

25ºC es de 23,8 mmHg, determine la presión de vapor de la disolución.

(R= 23 mmHg)

4. Si al adicionar 40,5 g de una sustancia Q a 600 mL de agua la presión de vapor baja de 29,6 mmHg a 28,1

mmHg, determine la masa molar de la sustancia Q. (R=22,76 g/mol)

5. ¿Cuántos g de glucosa se deben disolver en 100 g de agua para obtener una solución que congele a -1,5 ºC.

(constante crioscópica del agua 1,86 ºC/mol, M.M Glucosa= 180 g/mol)

(R= 14,51 g)

6. ¿Cuántos mL de tetracloruro de carbono (M.M. = 154 g/mol; d= 1,59 g/cc) se debe agregar a 10 mL de

benceno (d= 0,88 g/mL y M.M = 128 g/mol), fin de obtener una solución que congele a 0ºC?

Temperatura de congelación benceno = 5,5 ºC

KC benceno =5,12 ºC/mol

(R= 0,91 ºC)

7. Una solución de 10 g de fenolftaleína en 100 g de cloroformo presenta un punto de ebullición de 61,3ºC. ¿Cuál

es la M.M. de la fenolftaleína?

Temperatura de ebullición del cloroformo = 60,2 ºC

Constante ebulloscópica = 3,62 ºC/m

(R= 329 g/mol)

8. El radiador de un auto contiene 18 L de agua. Calcular la cantidad de glicerina (C3H5(OH)3) que

debería añadirse para que el líquido no congelase hasta -10 ºC. (constante crioscópica molal del agua = 1,86

ºC/m).

(R=8903,2 g)

9. A 100 mL de agua se agregan 50 mL de etanol (C2H6O). ¿Cuál es la temperatura de congelación de esta mezcla?

Densidad del C2H6O 0,79 g/mL y M.M C2H6O =46 g/mol

Ke agua 1,86 ºC7m

10. La masa molecular de la glucosa C6H12O6 es 180 g/mol. Calcular la temperatura de ebullición de una solución

que contiene 20 g de glucosa y 500 g de agua. La Ke para el agua es 0,51 ºC/m. (R=100,113 ºC)

11. Una solución contiene 25 g de un compuesto orgánico y 600 g de agua. Si el punto de ebullición de la solución a

presión normal es de 100,156 ºC. Calcule la M.M. del soluto. (Ke agua= 0,51 ºC/m)

(R= 136,2 g/mol)

12. Si se disuelven 25 g de C6H10O5, un no electrolito en 250 g de agua. Calcular el punto de ebullición de la solución

a partir (pºatmosférica = 760 mm Hg)

(R=100,315ºC)

13. Una solución acuosa de un soluto no volátil tiene un punto de ebullición igual a 100,204 ºC a 760 mm de Hg de

presión. Determine la molalidad de la solución (R=0,47m)

14. Una solución acuosa de un compuesto orgánico no volátil tiene un punto de congelación de -0,37 ºC.

Determinar la molalidad de la solución Kc = 1,86 ºC/m.

(R= 0,2 m)

15. Calcular el punto de congelación de una solución que contiene 36 g de azúcar C6H12O6 disueltos en 500 g de

agua. (M.M. del azúcar 180 g/mol)

(R= 0,744 ºC)

16. Una solución que contiene 4 g de un soluto no electrolito disueltos en 100 g de agua solidifica a -0,465 ºC.

Determine la M.M. del soluto. Kc= 1,86 ºC/m. (R= 160 g/mol)

17. ¿Cuál es la presión osmótica (en atm) de una disolución de urea 0,88 M a 16°C? (R=20,85 atm)

18. Se prepara una disolución disolviendo 35.0 g de hemoglobina (Hb) en suficiente agua para obtener un volumen

de 1 L. Si la presión osmótica de la disolución es de 10 mmHg a 37°C. Determine la masa molar de la

hemoglobina (Dato 1atm= 760 mmHg). (R=68493,15 g/mol)

19. Determine la presión osmótica de 150 mL de una disolución que contienen 14 g de KNO3 a 2 °C. (M.M KNO3

=101,10 g/mol) (R=41,19 atm)

20. Una disolución con un volumen de 170 ml contiene 0,83 g de un polímero (soluto), registró una presión

osmótica de 5,24 mmHg a 28°C. Determine la masa molar del polímero (Dato 1atm= 760 mmHg). (R=1,77

g/mL)

Bibliografía para consultar

Brown, Le May, Bursten; “Química la ciencia central”, 9º edición, 2004.

Balochi, Bouyssieres, Díaz, Martínez; “Curso de química General”, Universidad de Santiago de Chile, 2000.

Chang Raymond , “Química General”, 10º edición, 2010.