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PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES. Al preparar una solución las propiedades del solvente puro pueden cambian de dos formas:.  según la naturaleza del soluto varían:. densidad, viscosidad, tensión superficial, índice de refracción y conductividad eléctrica.

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PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

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  1. PROPIEDADESCOLIGATIVASDE LAS SOLUCIONES

  2. Al preparar una solución las propiedades del solvente puro pueden cambian de dos formas: según la naturaleza del soluto varían: densidad, viscosidad, tensión superficial, índice de refracción y conductividad eléctrica. de acuerdo a la cantidad de soluto varían: presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación y presión osmótica.

  3. Propiedades coligativas Son aquellas propiedades físicas de las soluciones que dependen de la cantidad de soluto en la solución y no de su naturaleza. • Disminución de la presión de vapor • Aumento del punto de ebullición • Disminución del punto de congelación • Presión osmótica

  4. Sistema abierto Sistema cerrado Presión del gas constante Equilibrio dinámico Disminución de la presión de vapor Presión de vapor Cuando la velocidad de evaporacióniguala la velocidad de condensación ß Equilibrio entre las fases H2O (l) H2O (g)

  5. Volátiles Pvapor alta a Tamb • No volátiles Pvapor baja a Tamb Sustancias Presión de vapor de un líquido: presión ejercidapor su vapor cuando los estados líquido y gaseosoestán en equilibrio dinámico.

  6. Cuando se agrega un soluto no volátil (o sea, no puede medirse su presión de vapor) a un solvente puro, la presión de vapor de éste en la solución disminuye. La presión de vapor de la solución es menorque la del solvente puro (a temperatura constante). Psolución< Psolvente puro P = Psolvente puro- Psolución

  7. Las moléculas de soluto ejercen atracciones sobre las moléculas de solvente interfiriendo con su capacidad de evaporación. A temperatura constante el descenso de la presión de vapor es proporcional a la cantidad de soluto en la solución, es decir, a mayor concentración de la solución mayor será el obstáculo para que el solvente evapore y su presión de vapor es menor.

  8. Para un soluto no volátil: Ley de Raoult P = P°A XB donde: P : Disminución de la presión de vapor XB : fracción molar del soluto B no volátil P°A: presión de vapor del solvente A puro

  9. Curvas depresión de vapor a) Éter dietílico, b) benceno, c) agua, d) tolueno, e) anilina Variación de la presión de vapor con la temperatura

  10. Ej) Calcule el descenso de la presión de vapor al disolver 5,67 g de glucosa, C6H12O6, en 25,2 g de agua a 25°C. La presión de vapor de agua a 25°C es 23,8 mm Hg. ¿Cuál es la presión de vapor de la solución? soluto = C6H12O6 solvente = H2O masa de soluto = 5,67 g masa de solvente = 25,2 g Psolvente puro = 23,8 mm Hg (25 ºC)

  11. P = P°A XB Masa molar soluto (C6H12O6) = 180 g/mol Masa molar solvente (H2O) = 18 g/mol moles soluto = 5,67 g / 180 g/mol = 0,0315 moles moles solvente = 25,2 g / 18 g/mol = 1,4 moles xB = 0,0315 / 0,0315 + 1,4 = 0,022 P = 23,8 mm Hg · 0,022 = 0,5236 = 0,524 mm Hg P = Psolvente puro - Psolución Psolución = Psolv puro - P = 23,8 mm Hg – 0,524 mm Hg = 23,276 mm Hg = 23,28 mm Hg

  12. Ej) Naftaleno C10H8 es un soluto no volátil usado para combatir la polilla. Se disuelven 0,515 g de C10H8 en 60,8 g de cloroformo CHCl3. Calcule el descenso de la presión de vapor del CHCl3 a 20°C en presencia de C10H8. La presión de vapor del CHCl3 a 20°C es 156 mm Hg. ¿Cuál es la presión de vapor de la solución?. soluto = C10H8 solvente = CHCl3 masa de soluto =0,515 g masa de solvente = 60,8 g Psolvente puro = 156 mm Hg (20 ºC)

  13. P = P°A XB Masa molar soluto (C10H8) = 128 g/mol Masa molar solvente (CHCl3) = 119,35 g/mol moles soluto = 0,515 g / 128 g/mol = 0,004 moles moles solvente = 60,8 g / 119,35/mol = 0,509 moles xB = 0,004 / 0,004 + 0,509 = 0,0078 P = 156 mm Hg · 0,0078 = 0,5236 = 1,217 mm Hg P = Psolvente puro - Psolución Psolución = Psolv puro - P = 156 mm Hg – 1,217 mm Hg = 154,783 mm Hg = 154,78 mm Hg

  14. Cuando Pvap = Pext Es posible la formación deburbujas de vapor en elinterior del líquido. Punto de ebullición Aumento del Punto de Ebullición (P.E) P.E: temperatura a la que un líquido iguala su presión de vapor a la presión atmosférica. ¿Cuándo hierve un líquido?

  15. 23.8 25 El P. E de un líquido varía con la presión

  16. Teb (agua) = 79ºC Consecuencias Monte Kilimanjaro (Tanzania)5895 m de altitud, P = 350 mmHg

  17. Olla rápida Tiempos de cocción más rápidos Aplicaciones P» 2 atm ß Teb (agua) »120ºC

  18. Punto de ebullición normal: Temperatura a la que la presión de vapor del líquido es igual a la presión de 1 atm. Al agregar al solvente un soluto no volátil la presión de la vapor de la solución es menor, y se requiere una mayor temperatura para que la solución hierva. P. E. solución > P. E. solvente puro

  19. Te = Ke • m Donde: Te = Aumento del punto de ebullición Ke = Constante molal de elevación del punto de ebullición m = molalidad de la solución Te = Te solución - Te solvente

  20. Ej) Se disolvió una muestra de 0,205 g de fósforo blanco en 25,0 g de CS2 La elevación del punto de ebullición de la solución fue 0,159°C. ¿Cuál es la masa molar del fósforo?, ¿cuál es la fórmula del fósforo molecular. Ke CS2 = 2,34 ºC kg / mol. soluto = Fósforo blanco solvente = CS2 masa de soluto = 0,205 g masa de solvente = 25,0 g Ke CS2 = 2,34 ºC kg / mol

  21. Te = Ke • m Te = 0,159 ºC m = Te/Ke= 0,159 ºC/2,34 ºC kg/mol = 0,068 mol/kg x = 0,0017 moles fósforo blanco n = m / MM  MM= m / n MM= 0,205 g / 0,0017 mol = 120,59 g / mol MM Fósforo = 31 g /mol Fórmula = 120 59 / 31 = 3,89  4  P4

  22. Disminución del Punto de Congelación (P.C) Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, el punto de congelación de éste disminuye. La presencia de partículas de soluto interfiere la capacidad de las moléculas de solvente para congelar y se requiere una menor temperatura para alcanzar el P.C. P. C. solución < P. C. solvente puro

  23. Tf = Kf • m Donde: Tf = Disminución del punto de congelación Kf = Constante molal de descenso del punto de congelación m = molalidad de la solución Tf = Tf solvente - Tf solución

  24. Ej) ¿Cuántos gramos de etilenglicol, CH2OHCH2OH, se deben adicionar a 37,8 g de agua para dar un P.C de – 0,150°C?. Kf H2O = 1,86 ºC kg / mol. soluto = Etilenglicol solvente = agua masa de soluto = ? masa de solvente = 37,8 g Kf H2O = 1,86 ºC kg / mol Masa molar soluto (CH2OHCH2OH) = 62 g/mol Tf H2O = 0 ºC

  25. Tf = Kf • m Tf = Tf solvente - Tf solución Tf = 0 ºC – (- 0,150 ºC) = 0,150 ºC m = Tf/Kf = 0,150 ºC/1,86 ºC kg/mol = 0,0807 mol/kg x = 0,00305 moles de etilenglicol m = n · MM = 0,00305 mol · 62 g/mol = 0,189 g de etilenglicol

  26. Algunas propiedades de disolventes comunes

  27. Ej) Una solución acuosa de glucosa es 0,0222 m¿cuáles son el P.C y el P.E de esta solución?. Kf H2O = 1,86ºC kg/mol. Ke H2O = 0,512ºC kg/mol. Tf = Kf • m Te = Ke • m

  28. Tf = 1,86ºC kg/mol•0,0222 mol/kg = 0,0413 ºC Tf = Tf solvente - Tf solución Tf H2O = 0 ºC Tf solución = 0 ºC – 0,0413 ºC = - 0,0413 ºC Te = 0,512 ºC kg/mol•0,0222 mol/kg = 0,0114 ºC Te = Te solución - Te solvente Te H2O = 100 ºC Tf solución = 100 ºC + 0,0114 ºC = 100,0114 ºC

  29. Presión Osmótica Si una membrana semipermeable (permite el paso de solvente pero impide el de soluto) separa soluciones de distinta concentración, el solvente cruza en ambas direcciones a distinta velocidad. Hay una migración neta de solvente hacia la solución más concentrada, haciéndola más diluida. El fenómeno se llama osmosis y se puede detener si se ejerce una presión o fuerza opuesta por unidad de área del lado de la solución más concentrada, que se denomina presión osmótica.

  30. π= presión osmótica (atm)n = cantidad de sustancia (moles)R= 0,082 atm L / mol K V = volumen de la solución (L)T = temperatura absoluta de la solución (K) Presión osmótica: Proceso en que el disolvente pasa a través de una membrana semipermeable.  V = n R T Como n/V es molaridad (M), entonces:  = M • R • T

  31. Soluciones isotónicas: tienen la misma concentración. Si son diferentes: hipertónica: la más concentrada. hipotónica: la menos concentrada.

  32. Presión osmótica

  33. Ej) Se disuelve 1 g de hemoglobina en suficiente agua para formar 100 mL de solución. A 20 ºC la presión osmótica es 2,72 mm Hg. Calcular: a) La molaridad de la hemoglobina. b) La masa molecular de la hemoglobina. soluto = Hemoglobina solvente = agua Volumen solución = 100 mL = 0,1 L Temperatura = 20 ºC = 293 K Presión osmótica =  = 2,72 mm Hg = 0,00358 atm

  34.  = M • R • T M = /RT = 0,00358 atm/0,082 atm L/mol K·293 K M = 1,49 x 10-4 mol/L  V = n R T n =  V / R T n = 0,00358 atm·0,1 L / 0,082 atm L / mol K·293 K n = 1,49 x 10-5 mol n = m / MM  MM = m / n MM = 1 g / 1,49 x 10-5 mol = 67.111,73 g /mol MM Hemoglobina = 6,71 x 104 g/mol

  35. Ej) ¿Qué presión osmótica ejercerá una solución de urea (NH2CONH2) en agua al 1% a 20ºC?. Considere que 1000 g de la solución aproximadamente corresponden a 1 L de solución. R) 0,40 atm ¿Qué concentración en g/L tiene una solución de anilina en agua, si su presión osmótica a 18ºC es de 750 mm Hg?. (MM anilina = 93,12 g/mol) R) 3,86 g/L

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