Actividad Taller 1 Qg_corte 3_061118.docx

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BASICAS QUÍMICA GENERAL Taller 1 – Tercer corte

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Para la realización exitosa de este taller se debe consultar el tema de Propiedades Coligativas y Coloides, en el capítulo 13 de Propiedades de las Disoluciones: Brown, T. L., LeMay Jr, H. E., Bursten, B. E., & Burdge, J. R. (2004). Química. Pearson Educación. Capítulo 13 En base de datos de Pearson de la Universidad de La Salle: Brown, T. L., LeMay Jr, H. E., Bursten, B. E., & Burdge, J. R. (2014). Química. Pearson Educación. Capítulo 13. Recuperado de: http://www.ebooks724.com.hemeroteca.lasalle.edu.co/onlinepdfjs/view.aspx

I.

Propiedades Coligativas

Las soluciones (ó disoluciones), presentan propiedades físicas, que son diferentes de aquellas que tienen los solutos y solventes (ó disolventes) en estado puro (como sustancias puras por separado), como lo son el punto de fusión, punto de ebullición, densidad y presión de vapor. Estas propiedades dependen de la concentración de las partículas de soluto y no de su naturaleza (tipo o identidad de las partículas). Tales propiedades se denominan propiedades coligativas. (Coligativo significa “que depende de la colección”), las propiedades coligativas dependen del efecto colectivo del número o cantidad de partículas de soluto en la solución, es decir de su concentración. Las propiedades coligativas más estudiadas son: El abatimiento (ó descenso) en el punto de congelación, el descenso en la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición y la presión osmótica. Descenso de la presión de vapor Un líquido en un recipiente cerrado establece un equilibrio con su vapor. Cuando se llega a ese equilibrio, la presión que el vapor ejerce se denomina presión de vapor (torr). Una sustancia sin presión de vapor apreciable es no volátil, mientras que la que muestra una presión de vapor es volátil. La Ley de Raoult predice que al aumentar la fracción molar de las partículas de soluto no volátil en una disolución, la presión de vapor sobre la disolución se reduce. De hecho, la reducción en la presión de vapor depende de la concentración total de partículas de soluto, sean moléculas o iones. En soluciones diluidas la presión de vapor de la solución es proporcional a la fracción molar del solvente. Consulte: ¿Qué es volatilidad? ¿Cómo se expresa matemáticamente la Ley de Raoult? ¿Qué relación tienen la presión de vapor, con la volatilidad y el punto de ebullición de una sustancia?

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¿De acuerdo a la consulta anterior, cuál sustancia de la tabla es la más volátil, y cuál es la menos volátil y por qué? ___________________________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________________________ Elevación del punto de ebullición El punto de ebullición de una solución (que tenga presente un soluto no volátil) es mayor que el punto de ebullición del solvente puro. La diferencia entre los puntos de ebullición de la solución y del solvente se conoce como elevación del punto de ebullición, designado como ∆Tb. En soluciones diluidas, la elevación del punto de ebullición es directamente proporcional al número de moles de soluto en un peso dado de solvente. La molalidad (m) expresa el número de moles de soluto por 1000 g de solvente (1 Kg), lo que representa un número fijo de moles de solvente. Por tanto ∆Tb es proporcional a la molalidad (m).

La magnitud Kb (°C/m) se denomina constante molal de elevación del punto de ebullición ó constante ebulloscópica molal, la cual depende sólo del solvente y es independiente de la naturaleza del soluto. La constante molal de elevación del punto de ebullición del agua es Kb = 0.51 (ºC/m) como se muestra en la siguiente tabla, por consiguiente, una solución acuosa 1 m (es decir 1 molal) en partículas de soluto no volátiles ebullirá a una temperatura 0.51ºC más alta que el agua pura. La elevación en el punto de ebullición es proporcional al número de partículas de soluto, sean éstas moléculas o iones, por lo tanto es importante saber si el soluto es un electrólito (en medio acuoso se disocia en sus iones) o un no electrólito (no se disocia en iones).

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El agua en Bogotá, ebulle a 92.6 °C. ¿A qué temperatura ebullirá una solución acuosa 3 m (molal) de sacarosa (compuesto molecular)? Tener en cuenta que una solución 3m de sacarosa en agua sigue siendo 3m (no se disuelve en iones). ¿A qué temperatura ebullirá una solución acuosa 1 m (molal) de NaCl (compuesto iónico)? Tener en cuenta que una solución 1m de NaCl en agua es 1m de ión Na+ y 1m de ión Cl-. Es decir 2m.

Descenso del punto de congelación El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual se comienzan a formar los primeros cristales del solvente puro en equilibrio con la disolución. En contraste con el punto de ebullición, el punto de congelación de una solución generalmente es más bajo que el punto de congelación del solvente puro. La diferencia entre estas dos temperaturas se conoce como depresión en el punto de solidificación designado como ∆Tf el cual es directamente proporcional a la molalidad del soluto.

Kf (°C/m) se denomina como la constante molal del punto de solidificación ó constante crioscópica molal. En el caso del agua, Kf = 1.86 (ºC/m) por tanto, una solución acuosa 1 m en partículas no volátiles se congelará 1.86ºC más abajo que el agua pura.

El etilenglicol (C2H6O2), un no electrolito no volatil se adiciona al agua del radiador de los automóviles como anticongelante, de este modo se baja el punto de congelación de la disolución. Esto también hace que el punto de ebullición de la disolución se eleve por encima del agua pura, lo que permite el funcionamiento del motor a temperaturas más altas. Calcule el punto de congelación de una disolución 25.0% en masa (p/p) de etilenglicol

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en agua (en Bogotá). Tomar como punto de congelación (0°C). Recordar que molalidad (m) expresa el número de moles de soluto por 1000 g de solvente (1 Kg).

Presión Osmótica y Ósmosis Ciertos materiales, incluidas muchas membranas de sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán, son semipermeables. Al entrar en contacto con una disolución, estos materiales permiten el paso de algunas moléculas a través de su red de poros diminutos, pero no de otras. Es común que moléculas pequeñas de disolventes como el agua sí puedan pasar, no así moléculas o iones de soluto más grandes. Consideremos una situación en la que sólo moléculas del disolvente pueden atravesar una membrana. Si tal membrana se coloca entre dos disoluciones con diferente concentración, las moléculas del disolvente se moverán en ambas direcciones a través de la membrana. Sin embargo, la tasa de transferencia de disolvente de la disolución menos concentrada a la más concentrada es mayor que en la dirección opuesta. Por tanto, hay un movimiento neto de moléculas de disolvente de la disolución menos concentrada hacia la más concentrada. En este proceso, llamado ósmosis, el movimiento neto del disolvente siempre es hacia la disolución que tiene la concentración más alta de soluto . Es un proceso espontáneo. Presión Osmótica

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b)

a)

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a) Osmosis: Movimiento neto de un disolvente del disolvente puro o de una disolución con baja concentración de soluto a una disolución con alta concentración de soluto; (b) la ósmosis se detiene cuando la columna de disolución de la izquierda alcanza la altura necesaria para ejercer una presión sobre la membrana suficiente para contrarrestar el movimiento neto del disolvente. En este punto, la disolución de la izquierda está más diluida, pero aún existe una diferencia de concentración entre las dos disoluciones; c) La presión aplicada en la rama izquierda SEGQ – QUÍMICA GENERAL - ULSA

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del aparato detiene el movimiento neto del disolvente desde el lado derecho de la membrana semipermeable. Esta presión aplicada se denomina presión osmótica de la disolución. La ósmosis depende de la concentración del solvente y por tanto de la concentración del soluto; pero no depende del tipo de soluto sino de la cantidad de partículas encontradas en una determinada cantidad de solvente, independientemente de la naturaleza de este. Esto quiere decir que se considerarán las partículas osmóticamente activas, es decir, aquellas que contribuyen a la tendencia del paso del solvente a través de la membrana. Para determinar la osmolaridad o la osmolalidad de una solución se debe tener en cuenta el proceso molecular ocurrido en la solvatación del soluto en particular. Si se trata de un soluto iónico como el NaCl, este se solvatará separándose en sus iones (Na+ y Cl-), formando interacciones ión-dipolo con las moléculas de agua. En este caso, una solución 0,50 M (0,5 molar) de NaCl, será realmente 1,0 OsM (osmolar). Si se trata de un soluto no iónico como la sacarosa, esta se solvatará formando puentes de hidrógeno con las moléculas de agua. Una solución 0,5 M de sacarosa, será igualmente 0,5 OsM. En ocasiones es preferible hablar de Osmolalidad en lugar de Osmolaridad. La Osmolalidad (Osmoles/Kg de solvente) no cambia con la temperatura o con la presión ejercida sobre la solución. Mientras que la Osmolaridad, que implica la relación de la cantidad de Osmoles de soluto presentes en un determinado volumen de solución (Osmoles/L de solución), sí se encuentra afectada por le temperatura y la presión (el volumen de cualquier cuerpo varía con respecto a las condiciones ambientales de presión y temperatura). Los términos hiperosmótico, hipoosmótico e isoosmótico se refieren a la comparación de Osmolaridades o de Osmolalidades entre dos soluciones diferentes. ¿Una solución 0,5 OsM de sacarosa, cómo es con respecto a una 0,3 OsM y por qué? ___________________________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________________________ La tonicidad (tonikos, tensión, concerniente al estiramiento) de una solución se refiere a cómo dicha solución afecta el volumen de las células con las cuales está en contacto. Es un término fisiológico, en cuanto que tiene sentido únicamente en el contexto celular. Una solución isotónica es aquella que no modifica el volumen celular; mientras que una solución hipotónica aumenta su volumen, ya que induce la entrada de agua hacia ella. Una solución hipertónica disminuye el volumen de la célula, ya que provoca la salida de agua de esta. Lo anterior explica por qué la piel se “arruga” en contacto con agua salada (crenación de las células); por qué las personas que consumen mucha sal experimentan edema (retención de agua en las células y los espacios intercelulares de los tejidos); o por qué la carne salada o la fruta azucarada se conservan mejor (las bacterias pierden agua, se encogen y mueren). Consulte (en hojas anexa) a) Aplicaciones de la ósmosis o de la presión osmótica a nivel fisiológico ó a nivel industrial. b) ¿En qué consiste la ósmosis inversa y que aplicaciones tiene? c) Que son las dispersiones coloidales (coloides). En que se diferencian de las soluciones y dé ejemplos de coloides en estado sólido, líquido y gaseoso. d) ¿A que se refiere el efecto Tyndall en las dispersiones coloidales? Dé ejemplos de este fenómeno.

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