quimica sustancias

5/11/2018 quimica sustancias - slidepdf.com

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Introducción

Mediante este trabajo se tratará de explicar detalladamente, todos los temas

relacionados sobre propiedades de solución y desarrollados de un modo conceptual básico y

entendible para el lector. Podemos empezar dándole una breve conceptualización sobre la base

del trabajo ya que está relacionado y englobado con todo propiedades coligativas se llaman

propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la

concentración (generalmente expresada como concentración molar, es decir, de la cantidad de

partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto).

Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase devapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de

vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura,

mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando

la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se

transforman en vapor. Con este breve concepto entenderá a lo que se refiere al tema dado en el

siguiente trabajo.



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Las propiedades coligativas de soluciones no electrolíticas

Abatimiento de la presión de vapor

Cuando un soluto se disuelve en un disolvente líquido, algunas de las partículas de soluto

ocupan el espacio de la superficie del líquido normalmente ocupado por partículas de disolvente.

Estas partículas de soluto disminuyen la posibilidad de que las partículas de disolvente abandonen

la superficie del líquido. Por tanto, si el soluto es no volátil, la presión de vapor de la solución

siempre es menor que la del disolvente puro a la misma temperatura. La disminución de la presión

de vapor del disolvente es proporcional a la fracción molar del soluto disuelto. Un mol de

cualquier soluto no volátil abatirá la presión de vapor de una cierta cantidad de disolvente líquidoen una característica para ese disolvente. Las características del soluto no intervienen. Por

tanto, para determinar la presión de vapor de una solución, debe hacerse una corrección de la

presión de vapor del disolvente puro debido a la presencia de soluto. La ecuación para la

corrección de la presión de vapor es:

Presión de vapor = presión de vapor x fracción molar

(Solución) (Disolvente) (Disolvente)

Esta expresión es un enunciado matemático de la ley de Raoult. Francis Raoult, un químicofrancés, estableció el principio de que la presión de vapor de una solución es proporcional a la

fracción molar del disolvente presente.

La ley de Raoult es válida para una solución ideal. Una solución ideal es aquella en la cual

todas las atracciones intermoleculares son iguales. En otras palabras, las atracciones soluto-

soluto, disolvente-disolvente y soluto-disolvente son esencialmente iguales. (Smoot y Price, 1980)

En el caso de un soluto volátil, la ley de Raoult frecuentemente es inadecuada para

predecir el comportamiento de la solución. Sin embargo, existen muchas soluciones cuyocomportamiento concuerda bastante con el ideal. Cada componente volátil de una solución ideal

tiene una presión de vapor determinable por la ley de Raoult.

Elevación del punto de ebullición

Debido a que los solutos no volátiles abaten la presión de vapor de la solución, se requiere

una temperatura más elevada para lograr que la solución hierva. Debido a que la presión de vapor



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de la solución es inferior a la del disolvente a todas las temperaturas, de acuerdo con la ley de

Raoult, se requiere una temperatura más alta para logras una presión de vapor de 1 atm.

El incremento en el punto de ebullición, DTeb (en relación al punto de ebullición del

disolvente puro), es directamente proporcional al número de partículas de soluto por mol de

moléculas de disolvente. Sabemos que la molaridad expresa el número de moles de soluto por 1kgde disolvente, lo cual representa un número fijo de moles de disolvente. Así DTeb es

proporcional a la molaridad, como se muestra en la ecuación siguiente:

DTeb = Keb m

La magnitud de Keb denominada constante molar de elevación del punto de ebullición, depende

sólo del disolvente.

Depresión del punto de congelación

El punto de fusión corresponde a la temperatura a la cual la presión de vapor de las fases

sólida y líquida es igual. El punto de congelación de una solución se abate porque el soluto

normalmente no es soluble en la fase sólida del disolvente. La presión de vapor del sólido no se ve

afectada por la presencia del soluto. No obstante, si el soluto es no volátil, la presión de vapor

de la solución se reduce en proporción a la fracción molar del soluto. Esto significa que la

temperatura a la cual la solución y la fase sólida tendrán la misma presión de vapor se reduce.

DTf = Kf m

Presión Osmótica

El movimiento neto de moléculas de disolvente, ya sea a partir del disolvente puro o de una

disolución diluida hacia una concentrada, se denomina ósmosis. La presión osmótica (p) de una

disolución es la presión que se requiere para detener la ósmosis del disolvente puro hacia la

disolución. A pesar de que ósmosis es un fenómeno conocido y bien estudiado, se sabe

relativamente poco acerca de cómo las membranas semipermeables detienen el paso de algunas

moléculas en tanto perminten el paso de otras. En algunos casos, es simplemente cuestión de

tamaño. Una membrana semipermeable puede tener poros lo suficientemente pequeños para

permitir sólo el paso de moléculas de disolvente. En otros casos, un mecanismo diferente puedeser el responsable de la selectividad de la membrana.

La presión osmótica de la disolución está dada por:

p = MRT

Donde M es la molaridad de la disolución, R la constante de los gases y T la temperatura absoluta.

La presión osmótica se expresa en atm. Aquí se expresa la concentración en unidades de



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molaridad, más convenientes que las de molaridad, en virtud de que las mediciones de presión

osmótica se llevan a cabo a temperaturas constantes. La presión osmótica también es

directamente proporcional a la concentración de la disolución.

Determinación experimental de masas moleculares

La masa molecular de un soluto puede determinarse al añadir una masa conocida de soluto

a una masa conocida de disolvente y medir el cambio resultante del punto de ebullición o de

congelación

Las propiedades coligativas de soluciones electrolíticas

Las propiedades coligativas de las disoluciones no electrolíticas se entienden mejor que las

de las disoluciones electrolíticas. El estudio de la estructura de las disoluciones electrolíticas,esto es, cómo se acomoda cada ion con respecto a sus vecinos y cómo interacciona con las

moléculas de disolvente, ha interesado a algunos de los más prominentes químicos de los últimos

cien años.

Cualitativamente, por lo menos, se conocen los siguientes hechos. En una disolución

diluida, cada ion está rodeado por un número de moléculas de agua. El grado de hidratación

depende la naturaleza del ion: es mayor para iones pequeños con carga alta.

Un ion hidratado completamente se llama un ion libre. A mayores concentraciones, los

cationes y aniones tienen esferas de hidratación incompletas y tienden a asociarse entre sí para

formar pares iónicos. Un par iónico consta de un catión y un anión fuertemente unidos por

fuerzas de atracción, con pocas o ninguna molécula de agua entre ellos. La presencia de pares

iónicos en una disolución disminuye la conductividad eléctrica. (Chang, 1992)

La disociación de electrólitos en iones tiene una influencia directa en las propiedades de

las disoluciones, que están determinadas por el número de partículas presentes.

p = i MRT DTf = i Kf m

DTeb = i Keb m

Donde i es el factor de van’t Hoff° y se define como:

i = # real de partículas en la disolución después de la disociación

# De fórmulas unitarias disueltas inicialmente en la disolución



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Así, ‘’i’’ debe ser 1 para los no electrolitos. Para electrolitos fuertes como NaCl y KNO3, i

debe ser 2, y para electrolitos como Na2SO4 y MgCl2, i debe ser 3. (Chang, 1992)

Relación entre grado de diciosacion y factor ‘’i’’

Se pueden relacionar mediante:

AX BY xAZ+ + yBZ-

Inicial c0 - -

Reaccionan c0a xc0a yc0a

Final c0(1-a) xc0a yc0a

Propiedades coligativas de las soluciones

Las propiedades coligativas son propiedades físicas que van a depender del número de

partículas de soluto en una cantidad determinada de disolvente o solvente

En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que

dependen únicamente de la concentración (generalmente expresada como concentración molar, es

decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de

soluto).

Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la

fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La

presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor

temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es

decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las

moléculas que se transforman en vapor.

Las propiedades coligativas más comunes son:

Descenso de la presión de vapor

Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará

en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a



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la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es

consecuencia de la presencia del soluto no volátil.

A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual

composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de

vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probableque existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de

soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil.

Este efecto es el resultado de dos factores:

La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.

La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del

disolvente, dificultando su paso a vapor.

Descenso crioscópico

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido

anticongelante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión

atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para

evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.

ΔT = Kf · m

M= es la molaridad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de

congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.

Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 °C

kg/mol.

Presión de vapor

La presión de vapor es la presión de la fase gaseosa o vapor de un sólido o un líquido sobre

la fase líquida, para una temperatura determinada, en la que la fase líquida y el vapor se

encuentra en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor

presentes mientras existan ambas. Este fenómeno también lo presentan los sólidos; cuando un

sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso denominado sublimación o el



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proceso inverso llamado deposicitación o sublimación inversa) también hablamos de presión de

vapor. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor

saturado. Esta propiedad posee una relación directamente proporcional con las fuerzas de

atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor deberá

ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para

vencerlas y producir el cambio de estado.

Imaginemos una burbuja de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a

una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se

evaporará rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.

Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a medida que

la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la ampolla, se va

incrementando también la velocidad de condensación, hasta que transcurrido un cierto tiempo

ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible

en la ampolla (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente

la temperatura.

Punto de fusión

Al efecto de fundir un metal se le llama fusión (no podemos confundirlo con el punto de

ebullición). También se suele denominar fusión al efecto de licuar o derretir congelada o pastosa

o solida en líquida.

En la mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero esto

no siempre es así: por ejemplo, el Agar-agar se funde a 85 °C y se solidifica a partir de los 31 °C

a 40 °C; este proceso se conoce como histéresis.

El dispositivo de medición del punto de fusión M5000 es totalmente automático.

A diferencia del punto de ebullición, el punto de fusión es relativamente insensible a la

presión y, por tanto, pueden ser utilizados para caracterizar compuestos orgánicos y para

comprobar la pureza.

El punto de fusión de una sustancia pura es siempre más alto y tiene una gama más pequeña

que el punto de fusión de una sustancia impura. Cuanto más impuro sea, más bajo es el punto de

fusión y más amplia es la gama. Eventualmente, se alcanza un punto de fusión mínimo. El cociente

de la mezcla que da lugar al punto de fusión posible más bajo se conoce como el punto eutéctico.

Perteneciente a cada átomo de temperatura de la sustancia a la cual se someta a la fusión.



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Punto de ebullición

El punto de ebullición es aquella temperatura en la cual la materia cambia de estado líquido

a estado gaseoso, es decir hierve. Expresado de otra manera, en un líquido, el punto de ebullición

es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión del medio que rodeaal líquido.1 En esas condiciones se puede formar vapor en cualquier punto del líquido.

La temperatura de una sustancia o cuerpo depende de la energía cinética media de las

moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las

moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar.

Este incremento de energía constituye un intercambio de calor que da lugar al aumento de la

entropía del sistema (tendencia al desorden de las partículas que lo componen).

El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y del tipo de las

fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es

covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo permanente - dipolo

inducido o puentes de hidrógeno)

Presión osmótica

Esta propiedad se basa en el fenómeno de la ósmosis en el cual se selecciona el paso de

sustancias a través de una membrana semipermeable que tiene poros muy pequeños que sólopermiten el paso de las moléculas del disolvente pero no del soluto.

Esto permite que dos soluciones de diferentes concentraciones separadas mediante una

membrana semipermeable igualen sus concentraciones, debido al paso de las moléculas de

solvente de la solución más diluida a la solución más concentrada, hasta alcanzar ambas la misma

concentración.

El paso del disolvente desde la solución diluida hacia la solución concentrada provoca unaumento de la presión de la solución. Este incremento de la presión que se suma a la presión de

vapor de la solución, se conoce como presión osmótica y se representa con la letra π.

Cálculo de la presión osmótica:



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C: molaridad o molaridad

R: valor constante 0,082 L atm/°K x mol

T: temperatura expresada en °K.

Ley de Raoult

La Ley de Raoult establece que la relación entre la presión de vapor de cada componente

en una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y de la

fracción molar de cada componente en la solución. La ley debe su nombre al químico francés

François Marie Raoult (1830-1901).

Una de las características coligativas de soluciones es la disminución de la presión de

vapor que ocurre cuando se agrega soluto a un solvente puro. Raoult encontró que cuando se

agregaba soluto a un solvente puro disminuía la presión de vapor del solvente. Entre más se

agrega más disminuye la presión de vapor. Este estatuto llego a ser conocido como ley de Raoult.

Desde un punto de vista molecular, si introducimos partículas no-volátiles de soluto, iones

o moléculas, en un solvente puro, algunas de las partículas del soluto tomarán la posición de

moléculas solventes en la superficie de la solución. La evaporación es un fenómeno superficial por

lo que las moléculas o iones no se convertirán en vapor cuando están sumergidas por debajo de lasuperficie. Las partículas sumergidas tienen a otras partículas que las rodean y las fuerzas entre

éstas son suficientes para evitar que las partículas sumergidas superen dichas fuerzas con la

energía cinética disponible para su separación. Sin embargo las partículas superficiales tienen

solamente las partículas debajo de ellas en el estado líquido. Por lo tanto, las moléculas

superficiales son capaces de superar estas fuerzas internas entre las partículas y entran en

estado de vapor. Si las partículas del soluto toman el lugar de moléculas del solvente y son

partículas de soluto no-volátiles, estas bloquean las moléculas de solvente y evitan la vaporización.

Por lo tanto, la presión de vapor del solvente será menos como resultado de la presencia de las

partículas del soluto. A mayor cantidad de partículas del soluto en la solución (aumento de laconcentración) más posiciones superficiales serán bloqueadas.

La ley de Raoult se expresa matemáticamente como:



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Donde P1 es la presión de vapor del solvente una vez agregado el soluto X1 como fracción

molar del componente de la solución, P01 es la presión de vapor de solvente puro, e i está dado

por,

Para una solución de dos componentes:

Así que

Si sustituimos esta relación en la ecuación obtenemos que

Si el soluto es un no-electrólito entonces i = 1 y la ecuación se convierte:

La ecuación estima la disminución de la presión de vapor de una solución que contiene un

solvente volátil y un soluto no volátil no electrolítico.

Ley de Henry

La Ley de Henry fue formulada en 1803 por William Henry. Enuncia que a una temperatura

constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a la presión

parcial que ejerce ese gas sobre el líquido.1 Matemáticamente se formula del siguiente modo:

S = ks * P

Dónde:



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P es la presión parcial del gas.

S es la concentración del gas (solubilidad).

Ks= es la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.

Las unidades de la constante k dependen de las unidades elegidas para expresar laconcentración y la presión. Un ejemplo de la aplicación de esta ley está dado por las precauciones

que deben tomarse al volver a un buzo a la superficie. Al disminuir la presión parcial de los

distintos gases, disminuye la solubilidad de los mismos en la sangre, con el consiguiente riesgo de

una eventual formación de burbujas. Para evitarlo, esta descompresión debe efectuarse

lentamente.

Constante ebulloscopio

La constante ebulloscopica es el ascenso ebulloscopio para una solución 1 molal.

Igual que con la constante ebulloscopica existe una constante crioscópica que nos mide el

descenso de la temperatura de congelación de un líquido cuando se añade un soluto no volátil. Así,

similar a la ebulloscópica, la crioscópica cumple:

(Tf-Ti)=(Ti-Tf)=Kc·m

Donde Tf y Ti son las temperatura de congelación de la disolución y la del disolvente puro

respectivamente, Kc la constante crioscópica y m la molalidad (moles de soluto por kilogramo de

disolvente).

El principio de funcionamiento del anticongelante es básicamente este, se añaden diversos

solutos al agua del circuito de refrigeración para evitar que con la temperatura baja el agua se

congele dentro del circuito. Hay anticongelantes de muchos tipos, para diluir, para usar como los

venden... todo depende de hasta que temperatura tenga que aguantar el agua. Una forma casera

de hacer anticongelante es añadir glicerina al agua. Los anticongelantes comerciales llevan

muchas más cosas (y eso solo lo sabe el fabricante) para proteger el circuito de la corrosión,

mejorar las propiedades de transmisión de calor del líquido, las de fluidez... y, por supuesto,

evitar que se congele.

Respecto a lo de la sal y la nieve. Se añade sal a la nieve para disminuir la temperatura de

congelación del agua y evitar que se quede como hielo. Al añadir la sal, se disuelve poco a poco en

la nieve y como baja la temperatura de congelación se vuelve líquida evitando que se quede como

hielo.



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Hay un efecto "colateral" si añadimos sal a la nieve podemos bajar más la temperatura de

la disolución que resulta quedando hasta unos -13ºC. De esta forma se consigue lo que se llama

una mezcla frigorífica, es decir, se consigue fácilmente una temperatura baja para trabajar en el

laboratorio (o donde se necesite).

Constante crioscopico

Se conoce como descenso crioscópico o depresión del punto de fusión a la disminución de

la temperatura del punto de congelación que experimenta una disolución respecto a la del

disolvente puro.

Todas las disoluciones en las que, al enfriarse, el disolvente solidifica puro sin el soluto, tienen

una temperatura de congelación inferior al disolvente puro. La magnitud del descenso crioscópico,

∆Tc, viene dada por la diferencia de temperaturas de congelación (o de fusión) del disolventepuro y de la disolución, Tf* y Tf, respectivamente:

El descenso crioscópico es una de las propiedades coligativas y por lo tanto, la magnitud

del descenso sólo depende de la naturaleza del disolvente y de la cantidad de soluto disuelta, es

decir, es independiente de la naturaleza de este último. Cualquier soluto, en la misma cantidad,

produce el mismo efecto.

Las primeras investigaciones sobre este fenómeno se deben al químico francés François-

Marie Raoult y datan de 1882.5 Raoult definió una ecuación experimental que reproduce bien losdatos que se obtienen a bajas concentraciones, donde la curva se aproxima a una recta. Otros

científicos, entre los que destacan Jacobus Henricus van 't Hoff, Wilhelm Ostwald y Ernst Otto

Beckmann, ampliaron posteriormente los estudios sobre el descenso crioscópico.

La aplicación del descenso crioscópico fue esencial para el estudio de las propiedades de

las sustancias, ya que permitió la determinación de sus masas moleculares de forma precisa.

También fue fundamental para la confirmación de la teoría de la disociación electrolítica de

Arrhenius y para la determinación de coeficientes de actividad.

El descenso crioscópico ha encontrado aplicaciones prácticas fuera de los laboratorios deinvestigación, como en el uso de anticongelantes para evitar que los circuitos de refrigeración de

los motores de los vehículos o los mismos combustibles se congelen cuando las temperaturas

bajan en invierno, para la determinación de la adulteración de la leche con agua, para la

preparación de disoluciones en la industria farmacéutica, para análisis clínicos de sangre y orina,

etc.



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Conclusión

Visto lo expuesto en el tema he llegado a la conclusión que; las propiedades coligativas son

propiedades de las disoluciones, que dependen del número de partículas, y no de la naturaleza de

estas; Presión de vapor es la presión de la fase gaseosa de un sólido sobre la fase liquida comopor ejemplo: el agua en una olla hirviendo, llega un momento que el vapor empieza a presionar al

punto de mover un poco la tapa para la evaporación del líquido; la ley de Raoult enuncia que una de

las características coligativas es la disminución de la presión de vapor que ocurre cuando se

agrega soluto a un solvente puro ya que el descubrió que cuando se agregaba soluto a un solvente

puro disminuía la presión de vapor del solvente.



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Bibliografía

www.doschivos.com

www.rena.edu.ve

www.wikipedia.org

www.cie.unam.mx

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