i - soluciones

5/10/2018 I - Soluciones - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/i-soluciones 1/31

SOLUCIONES

CONCEPTO

Son mezclas de dos o más sustancias que se han distribuido ó dispersado en forma ho-mogénea habiéndose disgregado o disociado a nivel de átomos, iones o moléculas simples.Ejemplo: agua salada, agua azucarada, solución de ácido nítrico, naftalina en bencina, acero,bronce, etc.

Las disoluciones también se denominan soluciones, muy distintas a los coloides (conmacromoléculas) y suspensiones. El componente que se encuentra en menos cantidad sedenomina soluto y el que está en mayor cantidad solvente o disolvente. El solvente más utilizadoes el agua.

CLASIFICACIÓN DE LAS DISPERSIONES

Hemos indicado que las soluciones son mezclas homogéneas, es decir una clase de dispersión ;pero no toda dispersión es solución, hay tres clases de dispersiones

a) Suspensión.- Con partículas dispersas relativamente grandes

d > 0,1 μ micra ( 1μ = 10-6 m )

d = diámetro de las partículas

Poca afinidad entre la fase dispersa y la fase dispersante

Sedimenta, por la gravedad van hacia el fondo las partículas más pesadas. Ejemplo: leche de

magnesia, cocoa en agua, penicilina en agua.

b) Coloide.- Con partículas relativamente pequeñas : 0,001μ < d < 0,1 μ

Es estable debido al movimiento brownniano de sus partículas, colisionando al azar unas conotras. Posee el efecto Tynndall

Ejemplo :

SOL jabón en agua (sólido en líquido)GEL gelatina, ópalo niebla (líquido en sólido)

AEROSOL niebla , nube (líquido en gas)

EMULSlON mayonesas , pinturas (líquido en líquido no miscible)

c) Solución.- Con partículas disueltas muy pequeñas ( d < 0,001 m) por ello se dice a nivelatómico o molecular. Existe afinidad ( solubilidad ) entre sus componentes, sonmiscibles, que puede ser parcial o total.

soluto



Una visión molecular del proceso de disolución

Abordaremos el proceso de la disolución desde un punto de vista o nivel molecular. En losestados líquido y sólido las moléculas se mantienen unidas por atracciones intermoleculares.Estas fuerzas también juegan un papel central en la formación de las disoluciones. El dicho "losemejante disuelve a lo semejante" se basa en la acción de las fuerzas intermoleculares. Cuando

una sustancia ( el soluto ) se disuelve en otra (el disolvente) -por ejemplo, un sólido en un líquido;las partículas de soluto se dispersan homogéneamente en todo el disolvente. Las partículas delsoluto ocupan posiciones que corresponden por lo normal a moléculas de disolvente. La facilidadcon la que una partícula de soluto puede remplazar a una molécula de disolvente depende de lafuerza relativa de tres tipos de interacciones:

• interacción disolvente-disolvente• interacción disolvente-soluto• interacción soluto-soluto

El Proceso de Disolución , desde el punto de vista molecular consta de 3 etapas:

Etapa 1 : Separación de las moléculas del SOLVENTEEtapa 2 : Separación de los iones o moléculas del SOLUTO

Estas etapas requieren inversión de energía para romper las fuerzas de atracción

intermolecular; por lo tanto, son endotérmicas.

Etapa 3 : Se Mezclan las moléculas del SOLUTO y del SOLVENTE

La formación de una disolución se debe a 2 factores

ENERGÍA : Entalpía de disolución

ENTROPÍA : Desorden molecular

Soluto y solvente puros , implica ORDEN

Soluto y solvente mezclados , implica aumento del DESORDEN

A mayor desorden mayor entropía

La entalpía de disolución ( ∆H soluc ) es el calor que se absorbe o libera en un proceso dedisolución (a presión constante) ; luego tendremos :

Disolución exotérmica ( ∆H sol < 0 ) el sistema libera calor

Disolución endotérmica ( ∆H sol > 0 ) el sistema absorbe calor

Disolución ideal ( ∆H sol = 0 ) no hay transferencia de calor.

La disolución ideal cumple con la ley de Raoult : Pi = xi Pºi

Donde : Pi : presión de vapor en la soluciónPºi : presión de vapor puro



Xi : fracción molar

En las soluciones exotérmicas el recipiente se calienta y en las endotérmicas se enfría.

En el proceso de disolución debe existir afinidad entre el soluto y el solvente, por ello la regla: "LOSEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE" se explica con los siguientes criterios

1.- Solvatación .- Consiste en la ionización de soluto donde cada ión se rodea de moléculaspolarizadas de solvente. Hidratación es la solvatación donde el soluto es elagua.

a) Soluto iónico – Solvente polar

b) Soluto polar ( parcialmente iónico ) – Solvente polar

2. Interacciones moleculares DIPOLO - DIPOLO

Soluto polar – solvente polar

Ejemplo : Alcohol etílico C2H5OH en agua

3. Fuerzas de dispersión de LONDON

Soluto apolar – solvente apolar

Ejemplo benceno (C6H6) en tetracloruro de carbono ( CCI4 )

Fuerzas de London son cargas eléctricas que se acumulan en determinadas zonas a pesar de

no polarizarse.

NOTA.- Si el soluto y solvente poseen moléculas que no se asemejan, entonces no se disol-

verán, son inmiscibles.

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Existen diversos criterios para clasificar las soluciones :

A ) De acuerdo a la conductividad eléctrica

1.- Electrolíticas : Conducen la corriente eléctrica. El soluto tiene enlace iónico o covalente polar.Ejemplo : KCI en H2O

2.- No electrolíticas : No conducen la corriente eléctrica. El soluto se dispersa en formamolecular. Ejemplo: glucosa ( C6 H12 O6 ) en H2O

B ) De acuerdo a sus propiedades químicas

1. Acidas : Liberan iones hidrógeno H+ Ejemplo H2S04 en H2O



2. Básicas (alcalinas) : Liberan iones hidróxido (OH) - Ejemplo NaOH en H2O

3. Neutras : H+ = OH- o no liberan iones Ejemplo: ( C6H6 en C6H5CH3 ) benceno en tolueno

4. Oxidantes : Ganan electrones con facilidad en procesos redox. Ejemplo: KM nO 4 en H2O

5. Reductoras : Pierden electrones con facilidad en procesos redox Ejemplo: Na2S03 en H2O

C ) De acuerdo a su estado físico

Se ha señalado que una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Comoesta definición no restringe en modo alguno la naturaleza de las sustancias requeridas, se puedenconsiderar seis tipos fundamentales de disoluciones, dependiendo de los estados originales( sólido, líquido o gaseoso ) de los componentes de la disolución. La tabla siguiente da ejemplosde cada uno de estos tipos.

Aquí se pondrá más atención en las disoluciones que implican por lo menos un componente

líquido , esto es, disoluciones gas – líquido , líquido - líquido y sólido - líquido. Y quizá nosorprenderá el hecho de que el líquido que se considerará más a menudo como disolvente será elagua. Pero se iniciará esta descripción de las disoluciones en el nivel molecular, en el que todadisolución debe llevarse a cabo en última instancia.

ESTADO SOLVENTE SOLUTO EJEMPLO

sólido sólido acero, bronce

Sólido (*) sólido líquido amalgamas

sólido Gas H2 en Pd

líquido sólido azúcar en agua

Líquido líquido líquido alcohol en agualíquido Gas bebidas gaseosas

gas sólido humo

Gaseoso gas líquido neblina

gas Gas aire

* La aleaciones son soluciones ( mezclas homogéneas ) sólidas. Ejemplos: acero ( Fe + C),bronce ( Sn + Cu ), etc.

Las amalgamas son mezclas de mercurio (Hg) líquidos con oro (sólido), o plata (sólido), etc. El H2

en Pd ó Ni se utiliza como catalizador industrial.

D ) De acuerdo a su concentración

1.- En términos relativos

a) Diluidas.- Poca cantidad de soluto. Ejemplo: O,1 g de NaHC03 en 100 g H2O

b) Concentradas.- Gran cantidad de soluto. Ejemplo 5 g de NaHC03 en 100 g H2O

c) Saturadas.- Máxima cantidad de soluto a una temperatura determinada Ejemplo: 9,5 g de



NaHC03 en 100 g H2O a 20 ºC

d) Sobresaturadas : Mayor cantidad de soluto que las saturadas, debido a saturación a eleva-das temperaturas y posterior enfriamiento. Son inestables Ejemplo: 12 g deNaHCO3 en 100 g H2O a 80 ºC y luego a 20 ºC.

2.- En términos exactos:

• Porcentaje en peso

• Porcentaje en volumen

• Molaridad

• Normalidad

• molalidad

• ppm

Solubilidad.- Es una propiedad física muy importante que se indica mediante el coeficiente desolubilidad (s) que señala la máxima cantidad de gramos de soluto que es posibledisolver en 100 g de solvente a determinada temperatura.

W máx soluto

S =100 g solvente

Efecto de la temperatura en la solubilidad

La solubilidad de gases disminuye al aumentar la temperatura, por lo que el calentamientode aguas en ríos y lagos reduce al contenido de O2 y perjudica la vida acuática.

La solubilidad de los sólidos y la temperatura

Se tiene una disolución saturada cuando se ha disuelto la máxima cantidad de una sustancia en un

disolvente, a una temperatura dada. Antes de que se alcance este punto, cuando una disolución contienemenor cantidad de soluto que la que le permite su capacidad para disolver, se tiene una disolución

insaturada. En una disolución saturada existe un proceso de equilibrio dinámico. Tómese, por ejemplo, unadisolución saturada de LiBr. La disolución se puede preparar añadiendo un exceso de LiBr sólido a un vasode agua a 25°C. En cada instante se disolverán en el agua algunos iones Li+ y Br provenientes del sólido,mientras que un número igual de iones Li+ y Br de la disolución se depositarán para reconstituir el LiBr sólido. El proceso en el cual un soluto disuelto se separa de la disolución y forma cristales se denominacristalización

La temperatura de la disolución afecta la solubilidad de la mayoría de las sustancias. La relación de

dependencia entre la solubilidad en agua de algunos compuestos iónicos y la temperatura , se encuentraque en la mayoría, pero ciertamente no en todos los casos, la solubilidad de una sustancia sólida aumentacon la temperatura. Sin embargo, no hay una correlación clara entre el signo del ∆H sol y la variación de

la solubilidad con la temperatura. Por ejemplo : el proceso de disolución del CaCl 2 es exotérmico y el del

NH 4 NO3 es endotérmico. Pero la solubilidad de ambos compuestos aumenta al incrementarse la

temperatura. En general la dependencia de la solubilidad con la temperatura se determina de manera

óptima por experimentación.



CONCENTRACIÓN

Es la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad total de solución. Indica la composicióncuantitativa de las soluciones, a pesar que se pueden emplear términos relativos:

• Diluido.- Poco soluto.

• Concentrado.- Mayor cantidad de soluto.

• Saturado.- Máxima cantidad de soluto a cierta temperatura.

• Sobresaturado.- Se obtiene por saturación a elevadas temperaturas y posterior enfriamiento; son inestables.

Cada sustancia se puede disolver en otra en cierta cantidad a determinada temperatura, dependede su estructura y enlaces. Al aumentar la temperatura aumenta la "solvatación". ( Dispersión delsoluto, en el interior del solvente )

a ) Porcentaje en peso ( % w ) [ w = Weight ] .- Indica el peso de soluto por cada cien partes enpeso de solución. Es numéricamente igual al porcentaje en masa

W soluto

% W = x 100W solución

b ) Porcentaje en volumen ( % V ).- Indica el volumen de soluto por cada cien partes volumétricasde solución.

V soluto% V = x 100

V solución

c ) Molaridad (M).- Indica moles de soluto por cada litro de solución.

n[ M ] =

V

d ) Normalidad (N).- Indica equivalentes - gramo de soluto por cada litro de solución

# eq - gr

[ N ] =V

Otras formas antiguas de expresar las concentraciones:



- Porcentaje de peso en volumen:

W soluto

% W / V = x 100V solución

- Molalidad (m) :

n soluto

[ m ] = x 100W solvente ( kg )

- Formalidad (F) = Molaridad

- Partes por millón (ppm) :

W soluto ( mg )

# ppm = x 100W solución ( kg )

Ejemplos:

1.- Calcular el porcentaje en peso de la solución preparada disolviendo 40 g de Na2S04 en 160 g de agua.

2.- Determinar el volumen de alcohol etílico puro que contienen 50 ml de cierto alcohol medicinalde 80º

3.- ¿Cuál es la molaridad de la solución que contiene 80 g de hidróxido sódico disuelto en agua siel volumen total de solución es de 500 mI?

4.- ¿Cuántos equivalentes-gramo de ácido nítrico existen en 8 litros de solución 2,5 N?

Peso equivalente (P.E.).- Es el peso de reacción, es decir el peso de cada sustancia quereacciona o se combina con la unidad reactiva estándar , que es ungramo de hidrógeno u ocho gramos de oxígeno. El P.E. se puedecalcular haciendo uso de la tabla periódica :

1.- Calcular el peso equivalente del sulfato de aluminio P.M = 342

2.- Calcular el peso equivalente del ácido sulfúrico. P.M = 98



3.- ¿Cuántos equivalentes-gramos de hidróxido cálcico hay en 370 g de esta sustancia? P.M. = 74

4.- Determinar la normalidad de la solución que contiene 490 g de H2SO4 disueltos en agua si elvolumen total es de 5 litros

Dilución.- Proceso de disminución de la concentración al aumentar solvente.

En las diluciones se mantiene constante la cantidad de soluto

También es válido cuando se mezclan dos o más soluciones del mismo soluto. No hay reac ciónquímica

De acuerdo a la ley de Ritcher en las reacciones químicas el número de equivalentes – gramo decualquier reactante o producto es igual al numero de equivalentes - gramo de cualquier otroreactante o producto en el mismo proceso.

Titulación.- Es la neutralización ácido - base para determinar la concentración de uno de ellos, lo

que se llama título , también se llama valoración.

Generalmente se utilizan indicadores como fenolftaleína, tornasol, anaranjado de metilo o pH-chimetros



CUESTIONARIO - 9

1. ¿Cuál es la molaridad de una solución de glucosa ( M = 180) que se prepara disolviendo 18 gde este con suficiente agua hasta completar 100 ml de solución?

A) 2 M B) 0,2 M C) 1 M D) 0,1 M E) 2,8 M

2. ¿Cuántos gramos de NaOH ( M = 40) se tendrá que pesar para preparar 500 ml...de unasolución acuosa 0,2 M ?

A) 3 g B) 4 g C) 40 g D) 0,4 g E) 20 g

3. ¿Cuál es la molaridad de una solución de cloruro de sodio, si se prepara disolviendo 5,85 g de

esta sal en 500 g de agua? .

A) 0,1 M B) 0,3 M C) 0,2 M D) 0,4 M E) 0,5 M

4. Determinar la normalidad de una solución que contiene 4,9 g de H2S04 en 500 ml de solución

A) 0,1 N B) 0,2 N C) 0,3 N D) 0,4 N E) 0,5 N

5. Para la titulación de 500 ml. de una solución de NaOH se utilizó 20 ml. de una solución de HCl

0,15 N. Calcular la normalidad de la solución de NaOH.

A) 0,06 N B) 0,05 N C) 0,08 N D) 0,01 N E) NA

6. a) Si se añaden 3 litros de HCl 6 M a 2 litros de HCI 1,5 M ¿Cuál será la molaridad de la

solución resultante; considerando que el volumen final es 5 litros.

A) 8,4 B) 2,1 C) 4,2 D) 1,4 E) 7,1

b) ¿Cuál es la molaridad de una solución de H2S04 , si su densidad es 1,2 g/cm3 y contiene

49% en peso de este ácido?

A) 5 M B) 6 M C) 8 M D) 7 M E) 4 M



7. ¿Cuántos litros de HCl 0,3 M ,se requiere para la reacción completa de 500 g de CaCO3 ? ,deacuerdo con la siguiente reacción :

HCl + CaCO3 CaCl + H2O + CO2

8. En 1000 g de agua a 20 °C se disuelven 725 litros de amoniaco hervido a 20°C y 744 mm Hg.La disolución resultante tiene una densidad de 0,882 g/cm3. Calcular la normalidad de la

disolución y el aumento de volumen que experimenta el agua al disolver el amoniaco.

A) 27,3 ; 0,7 l B) 1,73 ; 0,7 l C ) 27,3 ; 0,35 l D) 27,3 ; 2,7 l E) 27,3 ; 2,7 l

9. ¿Cuántos gramos de KMn04 deberán diluirse a 500 ml para obtener una solución de KMnO40,1 N que va ha servir como oxidante de Sn +2 en solución ácida ?

A) 100 g B ) 110 g C) 120 g D ) 130 g E ) 124,8 g

10. La densidad de una solución acuosa de ácido sulfúrico al 98%1,en peso es 1,8 g/cm3 , luegola solución es

A) 36 N B) 72 N C) 70 N D) 27 N E) 44 N

11. ¿Cuántos gramos de solución al 15 % de NaCI se necesitarán para extraer 38 g de NaCI ?

A) 233 g B ) 134 g C) 180 g D ) 253 g E ) 254 g

12. ¿ Cuál será la normalidad de una solución ácida, si 78 ml. de dicha solución neutralizan a otra

solución preparada al disolver 0,96 g de una mezcla equimolar de hidróxido de potasio e

hidróxido de sodio en cierta cantidad de agua?

A) 0,26 N B) 0,40 N C) 0,96 N D) 0,15 N E) 0,78 N

13. ¿En que caso la normalidad y la molaridad de una misma solución son numéricamenteiguales?

A) Cuando el soluto es un compuesto iónico

B) Cuando el solvente no es el agua

C) Cuando la masa del peso equivalente gramo del soluto es igual a la masa de su molécula -

gramo

D) Cuando las moléculas del soluto son polares

E) En ningún caso.



14. ¿Cual será la normalidad de una solución preparada mezclando 2 litros de solución 0,5 M deH3P04 con 4 litros de una solución 0,8 N del mismo soluto?

A) 0,8 N B) 1,33 N C) 1,033 N D) 0,103 N E) 0,08 N

15. Si 200 ml. de solución 2,4 N de Ca(OH)2 se le adicionan 400 gramos de agua. Determine la

molaridad final de la solución,

A) 0,1 M B) 0,3 M C) 0,2 M D) 0,4 M E) 0,5 M

16. ¿ Cuál será la normalidad de una solución formada al mezclar 50 ml de una solución deH2S04 que contiene 49g de ácido por litro con 25 ml de H2S04 2M ?

A) 0,5 N B) 1 N C) 2 N D) 4 N E) NA

17. En una solución se tiene 60 g de agua y una concentración del 25% en masa de NaOH.Determine la masa total de solución en gramos.

A) 70 B) 80 C) 100 D) 90 E) 110

18. Se unen dos soluciones cuyas concentraciones son del 25% y 8% de KOH, por ese motivoresulta 2 500 g de una nueva solución con una concentración del 16% de KOH. Determine lasmasas respectivas de cada solución inicial.

A) 1 176,47g y 823,53g

B) 1 000g y 1 000g

C) 1 200g y 800 g

D) 1 213,5g y 786,5g

E) N.A.

19. Hallar la Molaridad y Normalidad de una solución de 2 000 ml que contiene 1,2046 x 10 21

moléculas de H2 SO4

A) 100 y 100

B) 1 y 2C) 100 y 200

D) 10 y 20

E) 1 y 1



20. ¿Cuántos gramos de agua se deben agregar o extraer a 12 l de una solución 2,5 M deCa(OH)2 y obtener otra solución 1,5 M de Ca(OH)2

A) Agrega 8 000 g B) Agrega 800 g C) Extrae 8 000 g D) Extrae 800 g E) N. A.

21. Se unen 400 ml de solución 5M de HCl con 800 ml de otra solución 2M de HCl. Determine lanormalidad de la solución resultante.

A) 1 B) 2 C) 2,5D) 3 E) 3,5

22. ¿Cuántos litros de una solución 2,5 M de HNO3 deben reaccionar exactamente con 1 200 mlde una solución 4,8 N de Ca(OH)2 ?

A) 2,304 B) 2,610 C) 2,714 D) 2,815 E) 2,912

23. ¿Cuál es la molalidad y el % en masa de una solución preparada disolviendo 0,3 moles de

CuCl2 en 40 moles de agua? Datos : Cu = 63,5 , Cl = 35,5

A) 0,416; 5,3% B) 0,832; 5,3% C) 0,208; 10,6% D) 0,320; 10,6% E) 0,640 ; 8,1%

24. En 500 ml de una solución de Dicromato de Potasio (K2 Cr 2 O7) existen 36,75g. Determinar lanormalidad de la solución.

A) 0,231 B) 0,125 C) 0,25 D) 0,5 E) 0,631

25. ¿Cuántos litros de una solución 2N de ácido sulfúrico, deben mezclarse con 60 l de unasolución 4,8 M de éste mismo ácido y obtener una solución 2,1 M ?

A) 100 B) 147,2 C) 200 D) 233,7 E) 92,7

26. A temperatura muy próxima a 26°C, la presión de vapor del agua resulta ser de 25,21 mm.Calcular la presión de vapor a la misma temperatura de una disolución 2,32 molal de uncompuesto no electrolito no volátil, suponiendo comportamiento ideal

A. 54 mm B. 12 mm C. 33 mm D. 24,20 mm E. NA

27. A unos 50°C la presión de vapor del benceno resulta ser de 269,3 mm. Hallar a la misma

temperatura la presión de vapor de una disolución que contiene 1,26 gramos de naftaleno,C10H8 ,en 25,07 gramos de benceno

Respuesta : 261,2 mm

28. Al disolver 13,2 gramos de urea en 60,8 gramos de agua la presión de vapor a 28°Cdesciende de 28,35 mm a 26,62 mm. Hallar el peso molecular de la urea

Respuesta : 60,1



29. A 80,2 °C ,punto de ebullición del benceno; la presión de vapor de una disolución formadapor 3,54 gramos de dinitrobenceno y 42,61 gramos de benceno es de 731,8 mm. Calcular elpeso molecular del dinitrobenceno

Respuesta : 168,2

30. La presión de vapor del agua a 25°C es igual a 23,76 mm de Hg. Calcular la presión de vapor

de una disolución supuesta ideal formada al agregar 1 mol de urea a 24 moles de agua.

Respuesta : 22,81 mm de Hg

31. Calcular a 100°C la presión de vapor de una disolución obtenida al disolver 5 gramos de

sacarosa, C12H22O11 ,en 100 gramos de agua.

Respuesta : 758 mm de Hg

32. Se disuelven 24,63 gramos de glucosa en 150 gramos de agua. A 23°C la presión de vapor dela disolución es de 20,73 mm ; y la del agua pura es de 21,07 mm. Hallar el peso molecular de

la glucosa.

Respuesta : 180,2

33. A 20 °C la presión de vapor del éter C4H10O ,es igual a 440,0 mm. Calcular la presión devapor de una disolución que contiene 5,42 gramos de anilina, C6H5NH2 ,en 100 gramos deéter

Respuesta : 421,8 mm

34. 20 gramos de un soluto se añaden a 100 gramos de agua a 25°C. La presión de vapor delagua pura es de 23,76 mm ; la presión de vapor de la solución es de 22,41 mm

a) Calcular el peso molecular del soluto

Respuesta : P. M = 59,76

b) Qué cantidad de este soluto se necesita añadir a 100 gramos de agua para reducir la presión

de vapor a la mitad del valor para el agua pura.

Respuesta : 331,99 gramos de soluto

35. El calor de fusión por gramo del p-dibromobenceno C6H4Br 2 , es de 20,5 cal / g ; la

temperatura de fusión es 86°C. Calcular la solubilidad ideal a 25°C

Respuesta : 0.2498



36. El calor de fusión del p-diclorobenceno C6H4CI2 ,es de 29,7 cal/g ;y la temperatura de fusión

es de 52,7 °C. Calcular la solubilidad ideal a 25°C

Respuesta : 0.5344

37. Una mezcla líquida de benceno y tolueno está compuesta de 1 mol de tolueno y 1 mol de

benceno. Si a 300 °K se reduce la presión sobre la mezcla ¿ a qué presión se formarán las

primeras señales de vapor?

Datos : Presión de vapor de tolueno = 32,06 mm Presión de vapor del benceno = 103,01 mm

b) Cuál es la composición de la primera muestra de vapor formada

c) Si se reduce aún más la presión de vapor ¿ A qué presión desaparecerá la última señal del

líquido ?

d) Cuál es la composición de la última señal de líquido?

e) Cuál será la presión, la composición del líquido y la composición del vapor cuando se ha

vaporizado 1 mol de mezcla? ( Sugerencia: Hacer uso de la regla de la palanca)

Respuesta :

a) 67,53 mm b) 0.762 c) 48,9 mm d) 0.2373

e) Composición: x = 0.3581 Y = 0.6418 Presión = 57.467 mm



PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS

SOLUCIONES

En esta última unidad nos proponemos considerar las denominadas propiedades coligativas delas disoluciones líquidas, es decir, aquellas propiedades que dependen principalmente delnúmero de las moléculas presentes, y no de su naturaleza. Las propiedades particulares quevamos a discutir se conocen a veces como propiedades osmóticas, ya que incluyen, además dela presión osmótica, el descenso de la presión de vapor, elevación del punto de ebullición ydepresión del punto de congelación de las disoluciones, los cuales están relacionadosteóricamente con la presión osmótica. En general se puede definir una disolución como unamezcla homogénea, que constituye una sola fase, de dos o más componentes, y aunque noexiste diferencia fundamental alguna entre los papeles de estos componentes es conveniente,para ciertos fines, denominar al que está en exceso disolvente y al otro, o sea a la sustanciadisuelta, soluto. En la discusión de las propiedades coligativas de las disoluciones, se supondráque el soluto no es volátil, mientras que el disolvente sí lo es.

DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR POR SUSTANCIAS DISUELTAS

Siempre que se disuelve una sustancia en un líquido se rebaja la presión de vapor de éste; estapropiedad se conoce cualitativamente desde hace bastantes años, y fue estudiada, inclusocuantitativamente, a principios del siglo XIX por varios investigadores, como, por ejemplo, C. L.Berthollet, 1803, y M. Faraday, 1822. La primera aportación importante al problema fue efectuadapor L. Von Babo (1847), quien midió las presiones de vapor de disoluciones salinas acuosas auna serie de temperaturas y dedujo que para cualquier disolución dada el descenso de la presiónde vapor, a partir de la del disolvente puro, es una fracción constante de ésta a todas lastemperaturas. Si pº es la presión de vapor del disolvente puro y p la de la disolución, entonces,según Von Babo ( pº - p ) /pº , es una constante, conocida hoy como descenso relativo de la

presión de vapor para cualquier disolución dada, siendo independiente de la temperatura a la quese efectúe la medida. Este resultado ha sido comprobado experimentalmente por otrosinvestigadores; pero sólo es rigurosamente cierto, en teoría, en determinadas condiciones. Laecuación de Clapeyron-Clausius, en la forma aplicable al sistema líquido-vapor, donde el último secomporte como un gas ideal , se puede escribir

d ln pº Leº ( 1 ) =

d T R T

para el disolvente puro ; para la disolución será :

d ln p Le = ( 2 )

d T R T 2

donde Leº y Le son las cantidades de calor necesarias para vaporizar un mol de disolvente



puro y de la disolución, respectivamente. Restando la 1 de la 2 se deduce que

d ln ( p /pº ) Le - Leº = ( 3 )

d T R T 2

Suponiendo que se vaporiza 1 mol de disolvente a partir del disolvente puro, siendo el calor absorbido Le º:, y se condensa luego sobre la disolución, cuyo volumen es tan grande que suconcentración no se altera apreciablemente por ello, de forma que el calor desprendido sea Le, seobserva que el cambio calorífico final Le – Le º es igual al calor diferencial de dilución de ladisolución . Como el descenso relativo de la presión de vapor es 1 – P I pº, se deduce que sólopodrá ser independiente de la temperatura en el caso de que el calor de dilución de la disoluciónsea cero. Esto tiene lugar únicamente en una disolución ideal, pero en las disoluciones diluidas ,el calor de dilución es lo suficientemente pequeño para que el descenso de la presión de vapor sea casi independiente de la temperatura. De la ecuación se puede deducir que si en la diluciónse absorbe calor, como sucede generalmente en las disoluciones de concentración apreciable, eldescenso relativo de la presión de vapor aumentará al elevarse la temperatura.

Aunque Von Babo no logró descubrir ninguna relación sencilla entre el descenso de la presiónde vapor y la cantidad de sustancia disuelta, A. Wüllner (1856-60), trabajando también condisoluciones de sales en agua, dedujo que el descenso de la presión de vapor es proporcional a laconcentración de la disolución. Los trabajos de F. M. Raoult (1887-88) sobre este problemarepresentaron un avance notable y condujeron a una generalización de importancia fundamentalpara el estudio de las disoluciones. Este investigador confirmó los trabajos de von Babo y deWüIlner, y después de efectuar medidas con diversidad de solutos en una serie de disolventesorgánicos, propuso finalmente la relación

pº - p n2 = = x2 ( 4 )

Pº n1 + n2

donde nI y n2 son el número de moles de disolvente y de soluto, respectivamente, y X 2 es lafracción molar del soluto *. Los resultados de la tabla – 1 , tomados del trabajo de Raoult

TABLA – 1 COMPROBACIÓN DE LA ECUACIÓN DE RAOULT EN DISOLUCIÓN ETEREA

SOLUTO x2 pº - p / pº pº - p / pº x2

Nitrobenceno 0,060 0,0554 0,92

Salicilato de metilo 0,092 0,086 0,94

Benzoato de etilo 0,096 0,091 0,95

Benzaldehido 0,130 0,132 1,02

Anilina 0,077 0,081 1,06



, demuestran que la ecuación 4 es obedecida, aproximadamente, por una serie de solutos endisolución etérea. Para que la ecuación de Raoult se cumpliese exactamente los resultados de laúltima columna deberían ser la unidad, pero en vista de las dificultades experimentales, y teniendoen cuenta la volatilidad de los solutos, se puede considerar que la concordancia es satisfactoria.Medidas precisas más recientes han confirmado la veracidad de la Ecuac. – 4 , inclusofrecuentemente en disoluciones concentradas; en la tabla – 2 se han recogido algunos de losdatos

NOTA : Para las disoluciones del tipo discutido en este capitulo se emplea la convenciónutilizada anteriormente, en la c",1 se designa al disolvente por el sub In dice 1 y al soluto por el 2;cuando es innecesario distinguir entre los dos componentes de' la disolución se usan lossubíndices A y B.

TABLA - 2 DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LAS DISOLUCIONES ACUOSAS DE

MANITA A 20° C.

Gramos de manita Moles de manita en pº - p

En 1000 g de agua 1000 g de agua Observado Calculado

17,930 0,0984 0,0307 0,0311

36,004 0.1 977 0,0614 0,0622

71,917 0,3925 0,1227 0.1239

108,243 0,5944 0.1860 0,1858

126,283 0,6934 0,2162 0,2164

162,332 0,8913 0,2791 0,2775

180,451 0,9908 0,3096 0,3076

precisos obtenidos para disoluciones acuosas de manita a 20°C ( J.C. W. Frazer y colaboradores,1920 ). Los valores medidos de pº - p se comparan con los calculados mediante la ecuación 4 ; setoma para presión de vapor pº del agua pura a 20°C el valor de 17,54 mm de mercurio.

Restando de la unidad ambos miembros de la ecuación 4 , se tendrá

p= 1 - X 2 = X 1 ( 5 )

Pº

p = pº X 1



donde Xl es la fracción molar del disolvente, ya que Xl + X. es igual a la unidad. Se deduce, por tanto, que la presión de vapor del disolvente en una disolución que obedezca la ecuación deRaoult es directamente proporcional a la fracción molar del disolvente; las ecuaciones 4 y 5 sepueden considerar así como métodos alternativos para expresar la relación que ahora seconoce como ley de Raoult *.

2. Determinación de pesos moleculares.-

Mediante la ecuación de Raoult se pueden utilizar las medidas del descenso de la presión devapor para determinar pesos moleculares. Si se disuelven w2 g de soluto de peso molecular M2en w1 g de disolvente de peso molecular M1 ; el número respectivo de moles de cada uno serán2 = w2 / M2 y n1 = w1 / M1 ; así que la ley de Raoult ( Ec. 4 ) dará

pº - p w 2 / M 2 = ( 6 )

Pº w 1 / M 1 + w 2 / M 2

En una disolución diluida se desprecia n2 frente a n1 de manera que la Ecuac-6 se transformará en

pº - p w2 M 1 ≈ ( 7 )

Pº M 2 w 1

Formando una disolución con pesos conocidos de disolvente y soluto resulta posible, por tanto,determinar el peso molecular del último, siempre que se pueda medir la presión de vapor deldisolvente y de la disolución. En vista del pequeño valor del descenso relativo y de las dificultadesque implica su determinación, este método no se emplea corrientemente, aunque mediante el usode determinados artificios, que describimos más adelante, resulta a menudo posible obtener resultados aproximados con relativa facilidad.

NOTA : En la forma ideal de la ley de Raoult las presiones de vapor (observadas) se sustituyen por las correspondientes fugacidades.

ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

Presión de vapor y punto de ebullición.-

Una consecuencia directa de la disminución de la presión de vapor en un soluto no volátil es queel punto de ebullición de la disolución, esto es, la temperatura a la cual su presión de vapor esigual a la presión atmosférica, será más elevado que el del disolvente puro. M. Faraday (1820) yotros autores efectuaron en la primera mitad del siglo XIX estudios acerca del ascenso del puntode ebullición producido por las sustancias disueltas; pero los I trabajos que merecen más crédito,por la precisión de las medidas, son los de F. M. Raoult (1871, 1889) Y especialmente los de E.Beckmann (1889-1914). Es interesante recordar que Beckmann comenzó el estudio de lasdisoluciones determinando el descenso de la presión de vapor; pero abandonó esto en favor de laelevación del punto de ebullición, con el cual está evidentemente relacionado, por determinarsecon mayor grado de precisión. El ascenso del punto de ebullición de una disolución ha llegado a



ser de especial interés porque proporciona un método relativamente sencillo para ladeterminación de pesos moleculares de sustancias disueltas.

En la figura hay dos curvas que muestran la variaciónde la presión de vapor con la Temperatura del disolventepuro y de una disolución ; se verá :

1 atm A B

FIGURA - 1 CDisolvente

DisoluciónTo T

Que esta se encuentra siempre por debajo de aquélla. El punto de ebullición del disolvente es Toy el de la disolución es T, así que la elevación del punto de ebullición T - To = ∆ Te , vendrárepresentada en el diagrama por la distancia A B. La disminución de la presión de vapor pº - p ala temperatura To es equivalente a AC, y como pº , la presión de vapor del disolvente puro, esentonces una constante, es decir, 1 atm, resulta evidente que AC es proporcional a :( pº - p ) / p a esta temperatura. Si las curvas de presión de vapor para una serie de disolucionesse pueden considerar como prácticamente paralelas en la región del punto de ebullición, comosucede probablemente en las disoluciones diluidas, entonces AB / AC será constante para estasdisoluciones. De otro modo, el ascenso del punto de ebullición será proporcional al descensorelativo de la presión de vapor. Además como el último es igual a la fracción molar X2 del soluto( Ec. 4 ), se deduce que

∆Te = ke X 2 ( 8 )

donde ke es una constante. Para una disolución diluida se puede utilizar para X 2 , la forma

aproximada, como en la Ecuación – 7 , de forma que

w2 M 1 ∆Te = Ke ( 9 )

M 2 w 1

Como w2 / M2 es el número de moles de soluto disueltos en w1 gramos de disolvente, se deduceque siendo constantes ke y M1 , la elevación del punto de ebullición en un disolvente dado esaproximadamente proporcional a la concentración molar del soluto, y deberá ser independientede su naturaleza. La elevación del punto de ebullición es, pues, una propiedad coligativa.

Termodinámica de la elevación del punto de ebullición.-

EI resultado obtenido se puede deducir de una manera más precisa por métodostermodinámicos; estas deducciones fueron efectuadas por primera vez, según líneas algodiferentes, por J. H. van't Hoff (1886) para la elevación del punto de ebullición y otras pro-piedades coligativas. Efectuando las suposiciones corrientes , se podrá escribir la ecuación deClapeyron - Clausius para la disolución en la forma

d ln p Le



= ( 10 ) d T R T 2

donde Le es el calor latente de evaporación de 1 mol de disolvente a partir de la disolución.

Suponiendo que esta cantidad de calor permanece constante, la integración entre lastemperaturas To y T, que son los puntos de ebullición del disolvente y de la disolución,

respectivamente, conduce a *

p2 - Le ( T - To )ln = ( 11 )

p1 R T To

p - Le ( ∆To )ln = ( 12 )

pº R To2

Para las disoluciones diluidas T y To no son muy diferentes, y por tanto se puede reemplazar TTopor To2 ; y Le se podrá tomar como el calor molar de evaporación del disolvente puro. Además,según la ley de Raoult ( Ec. – 5 ), p / pº es igual a X 1, la fracción molar del disolvente, y, por tanto, a 1 – X2 , donde X2 es la fracción molar del soluto; ea:quí que la ecuac. - 12 se puedaescribir

- Le ( ∆To )ln ( 1 – x2 ) = ( 13 )

R T To

Si se supone que la disolución es diluida, X2 será pequeña y In (1 – X2 ) ≈ – X2 ; así que la

ecuación – 13 dará :

Le ( ∆Te ) x2 = ( 14 )

R To 2

R To 2

∆ Te = X2 ( 15 )

Le

* NOTA : Se observará que la presión de vapor de la disolución es p a To y pº a T (véase Fig.- 1, donde pº y p son también las presiones de vapor de! disolvente y de la disolución,respectivamente, a To.



Otra consecuencia de la hipótesis de que la disolución sea diluida es que %. puede. hacerse iguala w2 M1 / M2 w1, y, por tanto,

RT o2 w 2 M 1

∆ Te = x ( 16 ) Le M 2 w 1

donde ℓe = Le / M1 es el calor latente de vaporización por gramo de disolvente. La. ecuación - 16se podrá escribir también en la forma

RT o2 1000 w2

∆ Te = x ( 17 ) 1000 ℓe M 2 w 1

∆ Te = Ke m ( 18 )

donde Ke, que es igual a RTo2 / 1000 ℓe , es una constante para cada disolvente, ya quedependerá de su punto de ebullición y de su calor latente, además de las constantes universales.La cantidad m , que es igual a 1000 w2 / M2 w1 , es la molalidad de la disolución; ésta es elnúmero de moles de soluto disueltos en 1000 g de disolvente. De la Ecuac. - 18 resulta, evidenteque para una disolución diluida que obedezca la ley de Raoult el ascenso .del punto .de ebullición∆.Te es proporcional a la molalidad de la disolución *. La constante de proporcionalidad Ke sedenomina constante de elevación molal, o constante ebulloscópica, y se puede ver a partir dela Ecuac - 18 que es equivalente a la elevación del punto de ebullición para una disolución de

molalidad unidad. En realidad una disolución de este tipo no será lo suficientemente diluida paraque sea aplicable la Ecuac – 18 , y por ello se puede considerar a Ke como la elevación del puntode ebullición para una disolución molal unidad si el valor fuera proporcional al de una disolucióndiluida.

Existen tres aspectos del tratamiento teórico que requieren comprobación experimental :I. La elevación del punto de ebullición deberá ser proporcional a la molalidad de la disolución. II.La constante de proporcionalidad Ke -deberá ser independiente de la naturaleza del soluto. III. Elvalor de Ke obtenido a partir de resultados experimentales acerca de la elevación del punto deebullición deberá ser igual al calculado a partir del calor latente. Se puede establecer que engeneral las deducciones teóricas han sido comprobadas en la práctica; pero se debe recordar,primero, que cabe esperar que las ecuaciones desarrolladas sólo sean aplicables a. lasdisoluciones diluidas, y segundo, que sólo serán válidas para aquellos sistemas en los cuales sea

aplicable, por lo menos aproximadamente, la ley de Raoult, ya que en la deducción se ha admitidoesta ley. Las observaciones para verificar el tratamiento teórico se realizarán mejor con solutos novolátiles que no se asocien en disolución y que no formen compuestos con el disolvente.

Los resultados de muchos experimentos muestran que en las disoluciones diluidas laelevación del punto de ebullición es casi proporcional a la concentración o molalidad. Además laconstante de proporcionalidad no depende de la naturaleza química del soluto, siempre que no setrate de un tipo para el cual sean de esperar desviaciones evidentes. Por ejemplo, se hanobtenido los valores siguientes



Naftaleno 2,07 Benzoato de fenilo 2,06

Alcanfor 2,02 Bencilo 2,08

Difenilamina 2,06 Cianuro mercúrico 2,09

para la constante de elevación molecular del acetato de metilo con los solutos mencionadosen disolución diluida; éstos se pueden comparar con el valor 2,06 calculado a partir del puntode ebullición y del calor de evaporación del disolvente, Se han registrado resultadossimilares para otros disolventes, y la concordancia entre los valores teóricos y la media delos observados de Ke es generalmente buena; en la tabla - 3 se han recogido algunos de losvalores más importantes. Como el punto de ebullición de un disolvente varía con la presión,también resultará afectada la constante de elevación, tanto por la variación en T o como por el cambio subsiguiente en Le. El efecto de estos factores se encuentra, generalmente, dentrode los límites del error experimental, disminuyendo el valor de Ke aproximadamente .0,03 %por cada 10 mm de incremento de la presión en las proximidades de 1 atm.

En disoluciones concentradas no es de esperar que la Ecuac – 18 continúe siendo válida; lasrazones para ello las consideraremos más ampliamente, en relación con el descenso delpunto de congelación, aplicándose los argumentos igualmente a elevación del punto deebullición.

TABLA - 3 CONSTANTES MOLALES PARA LA ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN

Disolvente Kc Disolvente Kc

Calcul Observ Calcul Observ

Agua 0,52 0,52 Alcohol metílico 0,83 0,8

Acetona 1,73 1,7 Benceno 2,60 2,7

Tetracloruro decarbono

5,02 5,0 Cloroformo 3,85 3,7

Alcohol etílico 1,19 1,2 Eter etílico 2,16 2,1

3. Determinación de pesos moleculares.-

De los resultados indicados se deduce que, en las condiciones especificadas, las Ecuaciones 17 y 18

se pueden considerar como dignas de confianza y que escribiéndolas en la forma

1000 w2 M2 = Ke ( 19 )

∆ Te w 1

Se pueden utilizar para el estudio de los pesos moleculares de sustancias en disolución. El procedimiento

experimental se conoce frecuentemente como método ebulloscópico para la determinación de pesosmoleculares , y el problema en su conjunto se denomina ebulloscopía . El fundamento del método consiste

en disolver un peso definido w2 de soluto, cuyo peso molecular se quiere hallar en un peso conocido w1 de



disolvente y medir la elevación del punto de ebullición ; como se conoce la constante de elevación

molecular del disolvente, se podrá calcular M2 a partir de la ecuación – 19 . Para eliminar la posibilidad

de error debida a la volatilidad del soluto se recomienda que su punto de ebullición sea por lo menos 150 º

superior al del disolvente.

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

Puntos de congelación de las disoluciones.-

Otro resultado de la disminución de la presión de vapor de una disolución por un soluto no volátiles que su punto de congelación es inferior al del disolvente. Desde hace muchos años se conoceel hecho de que una sustancia disuelta disminuye el punto de congelación del agua, y R. Watsonobservó, en 1771, que el tiempo necesario para que congele una disolución salina, y por tantoprobablemente también el descenso de su punto de congelación, es proporcional a suconcentración. C. Blagden (1788) y F. Rüdorff (1861) llegaron a la misma conclusión general, sinque ninguno de ellos conociese al parecer los trabajos anteriores. Generalmente se le concede laprioridad a Blagden, es probable que erróneamente, y por ello la proporcionalidad entre eldescenso del punto de congelación y la concentración de la disolución se ha denominado ley de

Blagden. En los años 1871-72 demostró L. C. de Coppet que cuando se disuelven en la mismacantidad de agua cantidades equimoleculares de diferentes solutos se obtiene frecuentemente lamisma disminución del punto de congelación; este trabajo, al igual que los de los investigadoresprecedentes, estaba limitado sin embargo, por el hecho de efectuarse con disoluciones acuosas desales. F. M. Raoult (1878-86) logró un avance importante; empleó disoluciones acuosas de ácidos,bases y sales y disoluciones no acuosas de compuestos orgánicos, y como resultado de su ampliotrabajo estableció el hecho de que las disoluciones equimoleculares de diferentes sustancias de untipo similar * rebajan en la misma cantidad el punto de congelación de un disolvente dado. E.Beckmann, en 1888, dedicó su atención al problema y obtuvo resultados de un grado de precisiónmucho mayor que el obtenido por los investigadores anteriores; su trabajo se puede considerar como el comienzo de la era moderna. Después se efectuaron otros avances en el campo de lacrioscopia, nombre que se da al estudio de los puntos de congelación de las disoluciones, deforma que hoy en día se pueden verificar tales medidas con gran precisión.

Punto de congelación y presión de vapor.-

C.M. Guldberg (1870), F. M. Raoult (1878) y F. Kolácek establecieron la relación entredisminución de la presión de vapor y descenso del punto de congelación, aunque el primer tratamiento teórico satisfactorio no fué hecho hasta 1886 por J. H. van't Hoff. Esta relación sepuede demostrar de una manera sencilla por medio de las curvas de presión de vapor de undisolvente, p. ej., agua, una disolución y el sólido, p. ej., hielo, que se separa en la congelación .

Disolvente agua

A

DisoluciónHielo

B C

T To



El punto de congelación del disolvente está en A, temperatura To, donde se encuentran lascurvas de presión de vapor del disolvente y del hielo, ya que en este punto estarán enequilibrio el disolvente líquido y el sólido; similarmente, el punto de congelación de ladisolución, en el cual se hallará en equilibrio con el disolvente sólido puro, es B, temperaturaT; así que el descenso del punto de congelación será To - T = ∆Tf. * La distancia AC es equi-valente a pº - p en el punto de congelación del disolvente, y como pº es una constante a estatemperatura, se deducirá que AC es proporcional a la disminución relativa de la presión devapor. Si, como anteriormente, las curvas de presión de vapor de una serie de disolucionesdiluidas son casi paralelas en las proximidades del punto de congelación, entonces BC/ACserá constante; para estas disoluciones, por tanto, el descenso del punto de congelaciónserá proporcional a la disminución relativa de la presión de vapor y de aquí a la fracciónmolar del soluto. Se deduce, por consiguiente, para una disolución diluida que :

w2 M 1 ∆Tf = Kf (20 )

M 2 w 1

y así el descenso del punto de congelación, al igual que el ascenso del punto de ebullición,será proporcional a la concentración molar, de acuerdo con los resultados experimentales yaindicados, y, por tanto, se trata también de una propiedad coligativa.

Para la determinación de pesos moleculares por el método del punto de congelación es útilconocer las constantes de descenso para unos pocos disolventes comunes; en la tabla 9-6se dan algunos de estos valores que son aplicables si las disoluciones no son demasiadoconcentradas.

TABLA 9-6.-CONSTANTES DE DESCENSO DEL PUNTO DE FUSIÓN MOLAL.

DISOLVENTE DISOLVENTE K¡

Agua... ................... 1,86INaftaleno...................

7,0

Acido acético... . . . . .. . . . . ..

3,90IBromoformo................

14,3

Benceno. . . . . . . . . .. . . . . . . ..

5,10Ciclohexano..... .. .. .. . . . . ..

20,2

Nitrobenceno. . . . . . .

. . . . . . .. 6,9

Alcanfor. . . . . . . . . .

. . . . . . . . .. 40,0



CUESTIONARIO - 10

1.- A 50 ºC la presión de vapor del benceno es 271 mm de Hg ; y la del tolueno es de 92,6 mmde Hg . Calcular la presión de vapor de una mezcla de partes iguales de benceno y tolueno,

suponiendo formen una disolución ideal; y que volumen ocuparía dicho vapor ?

Rspta : 189,1 mm de Hg

2.- En las inmediaciones de 10°C la presión de vapor del éter, C4H10O, es de 290,6 mm de Hg,y la de una disolución obtenida al disolver 5,01 g de ácido esteárico en 27,6 g de éter es de277,5 mm de Hg. Calcular el peso molecular del ácido esteárico.

Res. 284,5

3. Una disolución saturada de fenol en agua tiene a 21°C una presión de vapor de 18,31 mm deHg , mientras que la del agua pura es de 18,65 mm. Calcular la solubilidad del fenol en aguaexpresada en gramos por ciento, suponiendo que la disolución sigue la ley de Raoult.

Res. 8,84 % fenol

4. A 19 °C. la presión de vapor del tetrac1oruro de carbono, CCl4 es de 85,51 mm Hg ;y la deuna disolución de 0.860 gramos de antraceno en 20,0 g de CCl4 es de 82,26 mm Hg . Hallar el peso molecular del antraceno.

Res. 167.6

5. A 85 °C la presión de vapor del dibromuro de propileno, C3H6Br2 es de 128 mm Hg y la deldibromuro de etileno, C2H4Br2 es de 172,6 mm Hg. Calcular la presión de vapor de unamezcla líquida supuesta ideal de estas dos substancias formada por 2 moles de C3H6Br2 y 3moles de C2H6Br2

Res. 154.8 mm

6. A 110 ºC las presiones de vapor del clorobenceno, C6H5Cl, y del bromobenceno, C6H5Br,son, respectivamente, de 400 mm Hg y 200 mm Hg. Calcular la presión de vapor a estatemperatura de una mezcla líquida supuesta ideal formada por un 30% de C6H5Cl y un 70%de C6H5Br.

Res. 274,8 mm

7. Las presiones de vapor del alcohol metílico, CH3OH, y del alcohol etílico, C2H5OH, a 40°Cson, respectivamente, 260,5 mm Hg y 135,3 mm Hg. Calcular la composición de una mezclaliquida supuesta ideal de estos dos alcoholes en equilibrio, a 40°C, con una mezcla gaseosaequimolecular de estos dos compuestos.

Res. 34,18 % moles CH30H y 65,82 % moles C.HóOH, o bien 26,54 % CH30H y 74,46 % C.HóOH

8. Calcular en moles y en gramos por ciento la composición de una mezcla supuesta ideal deacetona, C3H6O , y de tolueno, C7H8 , que hierve a 80°C, si a esta temperatura las presionesde vapor de estas dos substancias son, respectivamente, 1610 mm Hg y 290 mm Hg

Res. 35,61 % moles C3H6O y 64,39% moles C7H8 o bien, 25,85 % C3H6O y 74,15 % C7H8



9. Si se hierve la mezcla liquida de acetona y tolueno del problema anterior, calcular: a), lacomposición del vapor que se forma al iniciar la ebullición; b), si esta mezcla gaseosa inicialse condensa, la presión de vapor del liquido a 80 °C.

Res. a) 75.42 % moles CaHaO y 24,57 % moles C7H8 o bien, 65,93 % C3H6O y 34,°7 % C7Ha

b) 1285,3 mm

10. Una disolución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración es del 2,86 %, congelaa - 1,61 °C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno.Kc (H2O) = 1,86°C/mol

Res. 34,0

11. Suponiendo comportamiento ideal, calcular los puntos de ebullición de tres disoluciones deurea al 5%, al 10% y al 15 % de CO(NH2)2 Ke (H2O) = 0,52 ºC/mol

Res. lOO,46°C; lOO,96°C; 101,53°C

12. Una disolución de urea tiene un punto de congelación de – 1 °C. Calcular la cantidad de aguaque habrá que añadir a 100 g de disolución para que el punto de congelación de la disolucióndiluida sea -0,500 ºC. : Kc (H2O) = 1,86°C/mol

Res. 96,8

13. Una solución contiene 5 g de urea ( M = 60.05 ) por 100 g de agua. ¿Cuál será la presiónde vapor de esta solución a 25°C? La presión de vapor del agua a esta temperatura es23.756 rnrn Hg.

Respuesta: 23.40 mm Hg

14. A 25°C, 10.50 litros de N2 puro, medidos a 760 mm de Hg, pasan por una solución acuosa deun soluto no volátil, y la solución pierde 0.2455 g en peso. Si la presión total sobre la soluciónes también 760 rnrn, ¿ Cuál es la. presión de vapor de la solución y la fracción molar delsoluto?

Respuesta: 0,0167

15. A 50°C la presión de vapor del agua pura y del alcohol etílico son 92.5 mm y 219.9 mm Hgrespectivamente. Si se disuelven 6 g de un soluto no volátil, cuyo peso molecular es 120 en 150g de cada uno de aquellos solventes. ¿ Cuál será la disminución de presión de vapor en los dossolventes?

Respuesta: 1,67 mm Hg

16. Una solución compuesta de 10 g de soluto orgánico no volátil en 100 g de éter dietílico tieneuna presión de vapor de 426,0 mm a 20°C. Si la presión de vapor del éter puro es de 442.2mm a la misma temperatura. ¿ Cuál es el peso molecular del soluto ?

Respuesta: 196,6 g / mol



17. Si 30 g de difenilo se disuelven en 250 g de benceno. ¿ Cuál será el punto de ebulliciónresultante bajo la presión atmosférica?

Respuesta: 82.1°C.

18. Una solución contiene 5 g de un soluto orgánico por 25 g de CCI4 y hierve a 81.5 ºC a lapresión atmosférica. ¿ Cuál es el peso molecular del soluto?

Respuesta: 213 g / mol

19. Cierta cantidad de soluto no volátil disuelto en cloroformo da una elevación del punto deebullición de 3°C a 760 mm de presión. Si suponemos que la solución es ideal, calcular lafracción molar de soluto en la solución

Respuesta: 0,089

20. ¿ Qué peso de glicerina debe agregarse a 1000 g de agua a fin de hacer descender su puntode congelación en 10°C?

Respuesta: 495 g.

21. Una solución acuosa contiene 5% en peso de urea y 10% de glucosa. ¿ Cuál es su punto decongelación?

Respuesta: - 3,05 ºC

22. Calcular el valor latente de vaporización del agua a 80,0 °C, mediante la ecuación exacta deCLAPEYRON, sabiendo que la pendiente de la curva de presión de vapor es de 1.918 kPa K:la 80,0°C y los volúmenes específicos del líquido y de su vapor saturado son de 1,029 y 3409,2 cm:Jg-l, respectivamente.

Resps.: 2 310 J g -1; 41,63 kJ / mol

23. Calcular el calor latente de vaporización del agua a 80 °C, mediante la ecuación aproximada

de CLAPEYRON- CLAUSIUS, sabiendo que la pendiente de su curva de presión de vapor es

de 1918 kPa / ºK a 80 °C y que su presión de vapor a la misma temperatura es de 47,34 kPa.

Resps.: 2 335 J / g ; 42,08 kJ / moI

24. La presión de vapor del tetracloruro de carbono, CC14 , aumenta en 4,3 % por kelvin, cerca

de 27 °C. Calcular su calor latente molar de vaporización a dicha temperatura.

Resps.: 32 220 J / mol = 32,22 kJ / mol

25. Las presiones de vapor del etanol a 70,0 y 80,0 °C son de 72,33 y 108,3 kPa. Calcular elcalor latente de vaporización del etanol en J g-1, en la variación de temperaturas citadas.

Resps.: 883 J g-l ; 40,71 kJ / mol

26. El calor latente de vaporización del tolueno (C7Hs = 92,1) es de 33,39 kJ / mol en su punto de

ebullición de 111,0 °C. Hallar la presión de vapor del tolueno líquido a 84,0°C.

Resp.: 46,13 kPa



27. El calor latente de vaporización del tetracloruro de carbono, CCl4, en su punto de ebullición de

76,75 °C es de 194,1 J g-l. Los volúmenes específicos del líquido y de su vapor saturado en el

punto de ebullición, son de 0,675 y 185,5 cm3 /g , respectivamente. Empleando la ecuación

exacta de CLAPEYRON, calcular su temperatura de ebullición bajo una presión atmosférica

de 99,33 kPa.

Resp.: 76,08 °C .'

28. El punto de ebullición del nitrobenceno es 210,9°C y su presión de vapor a 180,0°C es 47,09kPa. Calcular:

a) El calor latente molar de vaporización; y b) Su presión de vapor a 200,0°C

Resp.: 45,23 kJ mol.l ; 78,21 kPa

29. A 54 °C, que es el punto de fusión de la difenilamina, (C6H5)2NH, dT/dP = 2,66 x 10-4 K kPa-

1 y ∆V = 0,095 8 cm3 /g. Calcular el calor latente molar de fusión de la difenilamina.

Resp.: 19,87 kJ moll

30. Calcular la constante ebulliscópica molal del benceno, sabiendo que su calor latente devaporización es de 30,77 kJ mol-I en su punto de ebullición de 80,2 °C

Resps.: 2,64 K moI-l kg

31. Calcular el punto de ebullición de una solución 0,050 molal de un compuesto, que no se

encuentran sus moléculas disociadas o asociadas, en ciclohexano líquido, cuyo punto de

ebullición es 80,9 ºC y K e = 2,79 K mol -1 kg

Resp.: ∆Te = 0,14 ºK Tsolucion = 81,0 °C.

32. Calcular el punto de congelación de la solución del problema anterior, sabiendo que para el

ciclohexano Kc = 20,0 K mol-1 kg y que su punto de fusión es 6,5 ºC.

Resp.: ∆Tc = 1,0 ºK Tfusion solucion = 5,5 °C.

33. Determinar la masa molecular relativa de un compuesto desconocido, que en cantidad de 1,82

g, disuelto en 20,0 g de naftaleno, funde a 73,6°C. Para el naftaleno Kc = 6,85 K mol-1 kg,

siendo su punto de fusión puro de 80,2 °C.

Resp.: 94,4 g / mol

1.- Las constantes molales de los puntos de ebullición y de congelación del agua son 0,52 ºC y1,86 °C por mol de soluto en 1000 gramos de agua. Calcular los puntos de ebullición y decongelación de una disolución 0,2 molal de un soluto no volátil.

Respuesta : 100,104 ºC



2.- Se disuelven 5 g de urea, CO( NH2 )2 , en 125 g de agua .Hallar el punto de congelación dela disolución si la constante molal del punto de congelación del agua es I,86°C

Respuesta : - 1,24 ºC

3.- Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua, y la disolución hierve a 100,14°C.Calcular el peso molecular de. la resorcina. . Kb ( H2O ) = 0,52 °C/mol.

Respuesta : 110 g resorcina / mol

4. Los calores latentes de ebullición y de fusión del agua son, respectivamente, 539,4 cal/g y79,8 cal/g. Calcular las constantes molales de los puntos de ebullición y de congelación del agua. .

Respuesta : Kb = 0,516 ºK / mol Ks = 1,87 ºK / mol

5.- La constante molal para el punto de congelación del alcanfor es muy alta, pues es igual a 40°C / mol. Se prepara una mezcla intima de 23,7 mg de fenolftaleína y 0,3870 g de alcanfor, la cual,

fundida, empieza a solididificarse. a 166,5 °C. El punto de fusión del alcanfor utilizado es de174,4° C. Hallar el peso molecular de la fenolftaleína.

Respuesta : 310 g fenolftaleína / mol

6.- El ácido acético puro se solidifica a 16,6 °C, y su constante molal del punto de congelaciónes 3,90 °C / mol. Calcular cuál debe ser el punto de congelación de un ácido acético que contieneun 2,8 % de agua.

Respuesta : 10,36 ºC

7.- Una disolución que contiene 0,604 g de naftaleno, C10H8 , en 20,0 g de cloroformo, hiervea 62,11 °C, mientras que el cloroformo puro. hierve a 61,20 ºC. Encontrar: a) la constante molaldel punto de ebullición del cloroformo; y b) el calor latente de ebullición por gramo de cloroformo.

Respuesta : Kb = 3,86 ºC / mol Ql = 57,9 cal / g

8.- El benceno congela a 5,5°C y hierve a 80,2°C. Los calores latentes de fusión y deebullición del benceno son, respectivamente : 30,3 y 94,2 cal / g. Calcular las constantes molalesde los puntos de congelación y de ebullición del benceno. Los valores experimentales son: 5,12 y2,67 ºC / mol, respectivamente. .

Respuesta : 5,12 y 2,64 ºC / mol,

9.- El fenol purísimo funde a 40,8 °C, y su constante molal del punto de congelación es.7,3 °C/ mol. Calcular la proporción de agua que lleva un fenol que empieza a congelar a 18 °C.

Respuesta : 5,32 % agua

10.- Una disolución de peróxido de hidrógeno en agua cuya concentración es del 2,86 %,congela a - 1,61 °C. Hallar el peso molecular del peróxido de hidrógeno. Kb (H2O) = 1,86°C / mol

i - soluciones

Documents