Propiedades Mezclas

Capítulo 13 - Las propiedades de las mezclas: Soluciones y coloides 13.1 Tipos de soluciones: Fuerzas intermoleculares y la predicción de la solubilidad 13.2 Cambios de energía en el proceso de disolución 13.3 Solubilidad como un proceso de equilibrio 13.4 Maneras cuantitativas de expresar la concentración 13.5 Propiedades coligativas de las soluciones 13.6 La estructura y las propiedades de los coloides

Definiciones de las Soluciones Soluto – El más pequeño (en masa) de los componentes en una solución, material dispersado en el disolvente. Disolvente – El componente principal de la disolución, material en el que se disuelve el soluto. Solubilidad – La mayor cantidad que se puede disolver en un disolvente específico para formar una solución estable a una temperatura específica. Miscible – Sustancia que se puede disolver en cualquier proporción de modo que es difícil distinguir el soluto del disolvente.

Ion-dipolo

Las principales fuerzas intermoleculares en las soluciones

Enlace H Metanol Dipolo-dipolo Cloroformo (CHCl3)

Ion-dipolo inducido

Hexano (C6H14)

Dipolo-dipolo inducido Dispersión

Octano (C8H18)

Fig. 13.1

Xenon (Xe)

Fuerzas ion-dipolo

Capas de hidratación alrededor de un ion en solución acuosa

Fig. 13.2

Enlaces de hidrógeno

Capas de hidratación

Lo semejante disuelve a lo semejante • Moléculas polares Se disuelven mejor en disolventes polares. • Las moléculas polares forman puentes de hidrógeno con los disolventes polares, como el agua, por tanto, aumentan su solubilidad. • Moléculas no polares Se disuelven mejor en disolventes no polares. • Los hidrocarburos, moléculas no polares, no se disuelven ni mezclan con el agua.

(pág. 493)

Lo semejante disuelve a lo semejante: la solubilidad del metanol en agua

Agua

Fig. 13.3

Metanol

Una solución de agua y metanol

Predicción de las solubilidades relativas de las sustancias (1) Problema: Prediga cuál de los disolventes disolverá más del soluto dado. a) Cloruro de sodio en metanol (CH3OH) o en propanol CH3CH2CH2OH). b) Etilenglicol (HOCH2CH2OH) en hexano (CH3CH2CH2CH2CH2CH3) o en agua. c) Éter dietílico (CH3CH2OCH2CH3) en etanol (CH3CH2OH) o en agua. Plan: Examinamos las fórmulas del soluto y cada solvente para determinar el tipo de fuerzas intermoleculares que pueden existir. Un soluto tiende a ser más soluble en un disolvente cuyas fuerzas intermoleculares son similares a, y por tanto pueden sustituir, las que existen en el soluto.

(pág. 494)

Predicción de las solubilidades relativas de las sustancias (2) Solución: • En metanol NaCl es un sólido iónico que se disuelve mediante fuerzas iondipolo. Ambos metanol y propanol, contienen un grupo polar –OH, pero el propanol tiene una cadena de hidrocarburos más larga que sólo forma fuerzas débiles con los iones, por tanto, es menos efectivo para sustituir las atracciones iónicas en el soluto. (b) En agua Las moléculas de etilenglicol tienen dos grupos –OH, y las moléculas interactúan entre ellas con enlaces de H. Son más solubles en agua, cuyos enlaces de H pueden sustituirse por enlaces de H del soluto mejor de lo que pueden hacer las fuerzas de dispersión del hexano. (c) En etanol Las moléculas de éter dietílico interactúan entre ellas a través de las fuerzas de dispersión y de dipolo, y pueden formar enlaces de H con ambos, agua y etanol. El éter es más soluble en etanol porque el disolvente puede formar enlaces de H y sustituir las fuerzas de dispersión en el soluto, mientras que los enlaces de H en el agua deben sustituirse parcialmente por fuerzas de dispersión más débiles.

La estructura y función de un jabón

Fig. 13.4

Membrana bacteriana

Interior de la célula bacteriana

Interior polar de la gramicidina A

Superficie interior polar de la membrana

Mecanismo de acción de un antibiótico

Superficie externa polar de la membrana

Fig. 13.A (p. 487)

Exterior no polar de la gramicidina A

Correlación entre el punto de ebullición y la solubilidad en agua Gas

Solubilidad (M) a 273K y 1 atm.

pe (K)

He

4.2 x 10–4

4.2

Ne

6.6 x 10–4

27.1

N2

10.4 x 10–4

77.4

CO

15.6 x 10–4

81.6

O2

21.8 x 10–4

90.2

NO

32.7 x 10– 4

Tabla 13.2 (pág. 496)

121.4

Ciclo de la disolución Paso 1: El soluto se separa en partículas – superando las atracciones, por tanto -- Endotérmico Paso 2: El disolvente se separa en partículas – superando las atracciones intermoleculares, por tanto -- Endotérmico disolvente (agregado) + calor disolvente (separado) Hdisolvente > 0 Paso 3: Mezcla de partículas del soluto y disolvente – las partículas se atraen entre sí, por tanto -- Exotérmico soluto (separado) + disolvente (separado) solución + calor Hmezcla < 0 Ciclo termoquímico Hsolución = Hsoluto + Hdisolvente + Hmezcla Sí

HEndotérmico Rxn <

HExotérmico Rxn

la disolución se calienta

Sí

HEndotérmico Rxn >

HExotérmico Rxn

la disolución se enfría

Ciclos de solución y los componentes de la entalpía del calor de solución

Fig. 13.6

Tabla 13.3 (pág. 500) Tendencias en calores iónicos de hidratación

Ion Grupo 1A(1) Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Grupo 2A(2) Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Grupo 7A(17) F– Cl– Br– I–

Radio iónico (pm)

∆Hhidr(kJ/mol)

76 102 138 152 167

–510 –410 –336 –315 –282

72 100 118 135

–1903 –1591 –1424 –1317

133 181 196 220

–431 –313 –284 –247

Fig. 13.7

Fig. 13.8

El equilibrio en una solución saturada

Fig. 13.9

Definiciones Saturada – Solución que contiene la cantidad máxima de soluto que se disolverá en una serie de condiciones determinadas. Insaturada – Solución que contiene menos de la cantidad de saturación del soluto, se puede adicionar más soluto y éste se disolverá. Sobresaturada – Solución preparada a temperatura elevada y enfriamiento lento para que quede disuelta más de la cantidad máxima normal del soluto.

Cristalización a partir de una solución sobresaturada

Fig. 13.10

Soluciones y calor: calor de la solución La solubilidad se incrementa con la temperatura si el proceso de solución es endotérmico: Soluto + disolvente + Calor

Solución

La solubilidad disminuye con la temperatura si el proceso de solución es exotérmico: Soluto + disolvente

Solución + calor

Solubilidad (g de soluto en 100 g H2O)

La relación entre la solubilidad y la temperatura

Temperatura (°C)

Fig. 13.11

Predicción del efecto de la temperatura sobre la solubilidad (1) Problema: De la siguiente información, prediga si la solubilidad de cada compuesto aumenta o disminuye con un aumento en la temperatura. (a) CsOH Hsoln = –72 kJ/mol (b) Cuando CsI se disuelve en agua, el agua se enfría H2O (c) KF(s) K+(ac) + F –(ac) + 17.7 kJ Plan: Usamos la información para escribir una reacción química que incluya calor absorbido (izquierda) o liberado (derecha). Si el calor está en la izquierda, la temperatura cambia a la derecha, así que se disuelve más soluto. Si el calor está en la derecha, un incremento en la temperatura cambia el sistema a la izquierda, así que se disuelve menos soluto. Solución: (a) Un H negativo indica que la reacción es exotérmica, así que cuando 1 mol de Hidróxido de Cesio se disuelve, se liberan 72 kJ de calor.

Predicción del efecto de la temperatura sobre la solubilidad (2) (a) continuación CsOH(s)

H2O

Cs+(ac) + OH–(ac) + calor

A mayor temperatura (más calor) disminuye la solubilidad del CsOH. (b) Cuando se disuelve el CsI, la solución se enfría, así que se absorbe calor. H2O CsI(s) + calor Cs+(ac) + I –(ac) Una mayor temperatura amenta la solubilidad del CsI. (c) Cuando se disuelve el KF, el calor está del lado del producto, y se desprende, de modo que la reacción es exotérmica. H2O KF(s) K+(ac) + F–(ac) + 17.7 kJ Una mayor temperatura disminuye la solubilidad del KI

Efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas

Fig. 13.13

Uso de la ley de Henry para calcular la solubilidad de un gas Problema: La menor concentración de gas oxígeno disuelto en agua que sustenta la vida es ~ 1.3 x 10–4 mol/L. ¿A la presión atmosférica normal del oxígeno, hay suficiente oxígeno para sustentar la vida? Plan: Utilicemos la ley de Henry y la constante de la ley de Henry para el oxígeno en agua con la presión parcial de O2 en el aire para calcular la cantidad. Solución: La constante de la ley de Henry para el oxígeno en agua es 1.3 x 10–3 mol litros atm y la presión parcial del oxígeno en la atmósfera es 21%, o 0.21 atm.

.

Soxígeno = kH x PO2 = 1.3 x 10–3 mol x ( 0.21 atm) litros • atm SOxígeno = 2.7 x 10–4 mol O2 / litro ¡Es suficiente para sustentar la vida en el agua!

Definiciones de concentración Término de concentración

Relación

Molaridad (M)

cantidad (mol) de soluto volumen (L) de solución

Molalidad (m)

cantidad (mol) de soluto masa (kg) de disolvente

Partes en masa Partes en volumen

masa de soluto masa de solución volumen de soluto volumen de solución

cantidad (mol) de soluto Fracción molar (X) cantidad (mol) de soluto + cantidad (mol) de disolvente

Tabla 13.4 (pág. 507)

Cálculo de la molalidad (1) Para calcular la molalidad necesitamos el número de moles de soluto y la masa de disolvente que se utiliza para disolver el soluto. Por lo regular, se nos proporciona la masa del soluto y la masa del disolvente; por tanto podemos calcular las moles de soluto a partir de la masa, entondes usamos la masa del disolvente para calcular la molalidad. Recordemos que molalidad es diferente de molaridad, en cuanto a que sólo nos interesa el número de “partículas” que interfieren con los puentes de H normales de las moléculas de agua. Esta definición de concentración de la solución sólo se utiliza para las propiedades coligativas de las soluciones.

Masa (g) de soluto M (g/mol) Moles de soluto dividir entre kg agua

Molalidad (m) de la solución

Cálculo de la molalidad (2) Problema: Cuál es la molalidad y molaridad de una solución que se prepara disolviendo 75.0 g de Ba(NO3)2 (s) en 374.00 g de agua a 25oC. Plan: Convirtamos la masa de Ba(NO3)2 en moles con la masa molar (M) y luego dividamos entre el volumen de H2O en litros (densidad del agua = 0.99707 g/ml3). Solución: masa molar de Ba(NO3)2 = 261.32 g/mol 75.0 g moles Ba(NO3)2 = = 0.28700 moles 261.32 g/mol 0.28700 moles = 0.76739 m = 0.767 m 0.37400 kg molaridad – necesitamos el volumen de la solución, ¡suponiendo que no cambia el volumen al adicionar la sal! 374.00 g H2O = 375.099 mL = 0.375099 L 0.99707 g/mL M = 0.28700 moles = 0.765 M 0.375099 L molalidad =

Cómo expresar la concentración de partes por masa, partes por volumen, y fracción molar (1) Problema: a) Calcular las ppb en masa de hierro en una tableta de suplemento de hierro de 1.85 g que contiene 0.0543 µg de hierro. b) La etiqueta de una lata de cerveza (340 ml) indica “4.5% alcohol en volumen”. ¿Cuál es el volumen en litros del alcohol que contiene? c) Una muestra de alcohol contiene 118 g de etanol (C2H5OH), y 375.0 g de agua. ¿Cuáles son las fracciones molares? Plan: a) Convertimos µg Fe en gramos y luego usamos la masa de la tableta de Fe y multiplicamos por 109 para obtener las ppb. b) Conocemos el % vol. y el volumen total , también la definición para encontrar el volumen del alcohol. c) Conocemos la masa y la fórmula de cada compuesto, podemos convertirlas en moles y aplicar la definición de la fraccción molar. Solución: Continúa en la siguiente diapositiva.

Cómo expresar la concentración de partes por masa, partes por volumen, y fracción molar (2) Solución: a) 0.0543µg Fe = 5.43 x 10–8 g Fe 5.43 x 10–8 g Fe x 109 = 2.94 PPB 1.85 g b) Vol. alcohol = 4.5 mL alcohol x 340 mL sol. = 15.3 mL alcohol 100 mL sol. c) Moles etanol =

118 g etanol = 2.744 mol etanol 43 g etanol/mol

395g H2O = 21.94 mol H O 2 18g H2O/mol 21.94 2.744 X = = 0.88883 Xetanol = = 0.11117 agua 21.94 +2.744 21.94 +2.744 Moles agua =

Xetanol + Xagua = 0.11117 + 0.88883 = 1.00000

Conversión de unidades de concentración (1) Problema: El ácido clorhídrico concentrado, comercial es HCl 11.8 M y tiene densidad de 1.190g/mL. Calcular: a) el % masa de HCl, b) molalidad y c) fracción molar del HCl. Plan: Conocemos la molaridad y densidad, a) para el % masa de HCl, necesitamos la masa del HCl y el agua (disolvente). Supongamos 1 L de solución, de la densidad sabemos la masa de la solución, y de la masa molecular del HCl calculamos su masa. b) Conocemos las moles de HCl y la masa del agua, c) utilicemos las moles de HCl a partir de a) y la masa del agua para obtener las moles del agua, luego calculemos las fracciones molares e incorporémolas para revisar. Solución: a) suponga 1L de HCl solución 11.8 moles HCl 11.8 moles HCl x 36.46 g HCl = 430.228 g HCl mol HCl

Conversión de unidades de concentración (2) a) Continuación. 1 L solución x 1000 mL x 1.190 g sol. = 1190. g solución 1 L sol. mL sol. % masa HCl = 430.228 g HCl x 100% = 36.1536 % HCl 1190.g sol. b)

masa de H2O = masa de la solución – masa de HCl = 1190.g solución – 430.228g HCl = 759.772g H2O 1190g solución 11.8 moles HCl = 15.53 m HCl 0.759772 kg H2O

759.772g H2O = 42.172 moles H2O 18.016g H2O/mol H2O XHCl = 11.8 = 0.219 XH2O =42.172 = 0.781 54.0 54.0

c)

Moles totales = 42.172 + 11.8 = 53.972=54.0

Los tres tipos de comportamiento de electrólitos

Electrólito fuerte

Fig. 13.14

Electrólito débil

No electrólito

Propiedades coligativas I ) Disminución de la presión de vapor- Ley de Raoult II ) Elevación del punto de ebullición III ) Depresión del punto de congelación IV ) Presión osmótica

Efecto del soluto sobre la presión de vapor en una solución Moléculas de disolvente

Moléculas de soluto no volátil

Fig. 13.15

Disminución de la presión de vapor (2) Problema: Calcular la disminución de la presión de vapor cuando se disuelven 175g de sacarosa en 350.00 mL de agua a 75°C. La presión de vapor del agua pura a 75°C es 289.1 mm Hg, y su densidad es 0.97489 g/mL. Plan: Calculemos el cambio de presión según la ley de Raoult utilizando la presión de vapor del agua pura a 75°C. Calculemos la fracción molar del azúcar en solución con la fórmula molecular de la sacarosa y la densidad del agua a 75°C. Solución: Masa molar de la sacarosa ( C12H22O11) = 342.30 g/mol 175g sacarosa = 0.51125 moles de sacarosa 342.30g sacarosa/mol 350.00 mL H2O x 0.97489g H2O = 341.21g H2O mL H2O 341.21 g H O 2 = 18.935 moles H2O 18.02g H2O/mol

Disminución de la presión de vapor (2) Xsacarosa = Xsacarosa =

moles sacarosa moles de agua + moles de sacarosa 0.51125 moles sacarosa = 0.2629 18.935 mol H2O + 0.51125 moles sacarosa

P = Xsacarosa x P 0H2O = 0.2629 x 289.1 mm Hg = 7.600 mm Hg

Solución

SÓLIDO

LÍQUIDO

Presión

Diagramas de fase del disolvente y de la solución

Disolvente puro

Temperatura Punto de congelación de la solución

Fig. 13.16

Punto de congelación del agua

Punto de ebullición del agua

Punto de ebullición de la solución

Constantes de elevación molal del punto de ebullición y de depresión del punto de congelación para algunos disolventes Disolvente

Punto de ebullición ( oC)*

Ácido acético 117.9 Benceno 80.1 Disulfuro de carbono 46.2 Tetracloruro de carbono 76.5 Cloroformo 61.7 Dietil éter 34.5 Etanol 78.5 Agua 100.0 * A 1 atm.

Tabla 13.5 (pág. 514)

Ke

Punto de fusión (°C)

3.07 2.53 2.34 5.03 3.63 2.02 1.22 0.512

16.6 5.5 –111.5 –23.0 –63.5 –116.2 –117.3 0.0

Kc (°C/m) 3.90 4.90 3.83 30.00 4.70 1.79 1.99 1.86

Fase líquida

Efecto del soluto sobre el punto de Fase congelación de sólida una solución Soluto

Fig. 13.17

(disolvente) (solución)

Determinación de la elevación del punto de ebullición y la depresión del punto de congelación de una solución acuosa Problema: Adicionemos 475g de sacarosa (azúcar) a 600g de agua. ¿Cuál será el punto de congelación y los puntos de ebullición de la solución resultante? Plan: Encontremos la molalidad de la solución de sacarosa calculando las moles de sacarosa y dividiendo entre la masa del agua en kilogramos. Luego apliquemos las ecuaciones para la depresión del PC y la elevación del P.Eb. utilizando las constantes de la tabla 12.4. Solución: La sacarosa C12H22O11 tiene una masa = 342.30 g/mol 475g sacarosa = 1.388 moles sacarosa 432.30g sacarosa/mol 1.388 moles sacarosa molalidad = = 2.313 m 0.600 kg H2O 0.512oC Tb = Kb x m = (2.313 m) = 1.18oC P.Eb. = 100.00oC + 1.18oC m P.Eb. = 101.18oC 1.86oC Tf = Kf x m = m (2.313 m) = 4.30oC PC = 0.00oC – 4.30oC = –4.30oC

Determinación de la elevación del punto de ebullición y la depresión del punto de congelación de una solución no acuosa Problema: Calcule el efecto en el punto de ebullición y punto de congelación de una solución de cloroformo si en 500.0 g de cloroformo (CHCl3) se disuelven 257 g de naftaleno (C10H8, antipolillas). Plan: Primero debemos calcular la molalidad de la solución de cloroformo calculando las moles de cada material, luego aplicamos las ecuaciones de cambio del PC y P. Eb. y las constantes para el cloroformo. Solución:

naftaleno = 128.16g/mol cloroformo = 119.37g/mol 257g naft. molesnaft = = 2.0053 mol naft 128.16g/mol mol naft. 2.0053 mol molaridad = = = 4.01 m kg(CHCl3) 0.500 kg 3.63oC Tb = Kb m = (4.01m) = 14.56oC P.Eb normal = 61.7oC m P.Eb. nueva = 76.3oC o 4.70 C (4.01m) =18.85oC Tf = Kf m = PC normal = –63.5oC m PC nueva = –82.4oC

Desarrollo de la presión osmótica disolvente puro

Solución

Movimiento neto del disolvente Membrana semipermeable

Moléculas de soluto moléculas de disolvente

Fig. 13.18

Presión osmótica

Presión aplicada necesaria para prevenir el incremento de volumen

Determinación de la masa molar a partir de la presión osmótica (1)

Problema: Un médico que estudia un tipo de hemoglobina formada durante una enfermedad fatal disuelve 21.5 mg de la proteína en agua a 5°C para formar 1.5 mL de solución y medir su presión osmótica. En el equilibrio la solución tiene una presión osmótica de 3.61 torr. ¿Cuál es la masa molar (M) de la hemoglobina? Plan: Conocemos la presión osmótica (π), R y T. Convirtamos π en atm y la T de °C a K y utilicemos la ecuación de la presión osmótica para obtener la molaridad (M). Luego calculemos las moles de hemoglobina a partir del volumen conocido y utilicemos la masa molar para encontrar M. Solución: P = 3.61 torr × 1 atm = 0.00475 atm 760 torr T = 5.0oC + 273.15 = 278.15 K

Determinación de la masa molar a partir de la presión osmótica (2) M= π = RT

0.00475 atm 0.082 L atm (278.2 K) mol K Encontremos las moles de soluto:

= 2.08 x 10–4 M

–4 2.08 x 10 mol x 0.00150 L sol. = 3.12 x 10–7 mol n=MxV= L sol.

Calcule la masa molar de hemoglobina (después de cambiar mg a g):

M =

0.0215 g 4 = 6.89 x 10 g/mol –7 3.12 x 10 mol

Propiedades coligativas de soluciones de no electrólitos volátiles

A partir de la ley de Raoult, sabemos que: Pdisolvente = Xdisolvente x P0disolvente  y   Psoluto = Xsoluto x P0soluto Miremos una solución preparada de cantidades equimolares de acetona y cloroformo. Xacetona = XCHCl3 = 0.500, a 350C, la presión de vapor de la acetona pura = 345 torr y del cloroformo puro = 293 torr. ¿Cuál es la presión de vapor de la solución y la presión de vapor de cada componente? ¿Cuáles son las fracciones molares de cada componente? Pacetona = Xacetona x P0acetona = 0.500 x 345 torr = 172.5 torr PCHCl3 = XCHCl3 x P0CHCl3 = 0.500 x 293 torr = 146.5 torr PA De la ley de Dalton de las presiones parciales sabemos que XA = PTotal Pacetona Xacetona = = 172.5 torr = 0.541 PTotal 172.5 + 146.5 torr Presión total = 319.0 torr 146.5 torr XCHCl3 = PCHCl3 = = 0.459 PTotal 172.5 + 146.5 torr

Vapores de gasolina Condensador Gas Gasolina 38°C Queroseno 150°C Aceite para calentamiento 260°C Aceite para lubricación 315°C-370°C

El proceso de destilación fraccionada Fig. 13.19

Vapores de petróleo crudo del calentador

Vapor Residuo (asfalto, alquitrán)

Propiedades coligativas de soluciones de electrólitos Para soluciones iónicas tomemos en cuenta el número de iones presentes i = factor de van’t Hoff = “fuerza iónica”, o número de iones presentes Para la disminución de la presión de vapor: Para la elevación del punto de ebullición:

P = i XsolutoP 0disolvente Tb = i Kb m

Para la depresión del punto de congelamiento: Para la presión osmótica:

π = i MRT

Tf = i Kf m

Esperado Observado

Soluto

Cargas iónicas

Comportamiento no ideal de las soluciones de electrólitos

Glucosa*

Fig. 13.20

Factor de van’t Hoff (i) * Se muestra un no electrólito como comparación.

Un modelo de atmósfera iónica para el comportamiento no ideal de soluciones de electrólitos

Fig. 13.21

Tipos de coloides

Tipo de coloide

Sustancia Medio dispersa dispersante

Aerosol Aerosol Espuma Espuma sólida Emulsión Emulsión sólida Sol

Líquido Sólido Gas Gas Líquido Líquido Sólido

Gas Gas Líquido Sólido Líquido Sólido Líquido

Sol sólido

Sólido

Sólido

Tabla 13.6 (pág. 523)

Ejemplo

Neblina Humo Crema batida Malvavisco Leche Mantequilla Pintura; fluido celular Ópalo

Dispersión de la luz y efecto Tyndall

Fig. 13.22A

Las superficies cargadas de coloides apolares dispersas en agua

Fig. 13.23

Aniones en solución

Los iones adsorbidos interactúan con agua

Precipitador de Cottrell para eliminar partículas gaseosas de chimeneas industriales

Fig. 13.24

Planta municipal para tratamiento de agua

Fig. 13.B (pág. 525)

Intercambio iónico para la eliminación de los iones del agua dura

Fig. 13.C (pág. 526)

Ósmosis inversa para la eliminación de iones

Fig. 13.D (pág. 526)