Apuntes– Disoluciones. Fórmula empírica y molecular. Propiedades coligativas Física y Química. 1º bachiller

27-10-2016

DISOLUCIONES CONCEPTO DE DISOLUCIÓN Una disolución es una mezcla homogénea de sustancias en igual o distintos estados de agregación. Recordando el concepto de mezcla homogénea, podemos decir que una disolución se caracteriza porque en todos sus puntos, las sustancias que la integran tienen igual composición y propiedades. Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la

disolución:   

Suspensiones, dispersiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm Coloides o disoluciones coloidales: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm Disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm

COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN 

Disolvente: Es el componente donde se disuelven los otros componentes. En disoluciones que tienen distinto estado de agregación, el disolvente, es el que tiene el mismo estado de agregación que la disolución. En disoluciones con igual estado de agregación, el disolvente, es el que suele estar en mayor proporción.



Soluto: pueden ser una única sustancia o varias distintas. El soluto es la sustancia que se disuelve dentro del disolvente. En disoluciones con igual estado de agregación, el soluto, es el componente que aparece en menor proporción

CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES SEGÚN EL ESTADO DE AGREGACIÓN DE LOS COMPONENTES DISOLVENTE

SOLUTO

GAS

GAS

GAS

LÍQUIDO

Humedad (vapor de agua) en el aire. Niebla

GAS

SÓLIDO

Partículas de polvo en el aire

LÍQUIDO

GAS

LÍQUIDO

LÍQUIDO

Bebidas alcohólicas (alcohol en agua)

LÍQUIDO

SÓLIDO

Agua de mar (sal en agua). Agua potable

SÓLIDO

GAS

SÓLIDO

LÍQUIDO

Esponja mojada. Mercurio en cobre

SÓLIDO

SÓLIDO

Aleaciones (bronce: cobre y estaño)

José Ignacio Esquinas

EJEMPLO DE DISOLUCIÓN Oxígeno dentro del aire

Oxígeno disuelto en el agua. Bebidas carbónicas

Hidrógeno en paladio

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29-10-2015

CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES SEGÚN LA PROPORCIÓN DE LOS COMPONENTES 

Diluida: cuando tienen muy poco soluto, con respecto a lo que puede admitir el disolvente



Concentrada: tiene mucho soluto, pero sin llegar al máximo que puede admitir



Saturada: tiene la máxima cantidad de soluto que puede admitir el disolvente a una determinada temperatura (esta máxima cantidad recibe el nombre de solubilidad)



Sobresaturada: tiene más cantidad de soluto del que puede admitir a una determinada temperatura. Es una disolución inestable que enseguida precipita el soluto que está en exceso convirtiéndose en saturada (se consigue elevando la temperatura, disolviendo más soluto y enfriando rápidamente)

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Tanto por ciento en masa: expresa la masa en gramos, disuelta, de soluto por cada 100 g de disolución 𝐦𝐚𝐬𝐚 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 𝐦𝐚𝐬𝐚 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧

· 100 = X %

Tanto por ciento en volumen: expresa los litros, disueltos, de soluto por cada 100 litros de disolución 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧

· 100 = X %

Gramos por litro: indica la masa del soluto, en gramos, que hay disuelto en un litro de disolución. Se expresa en g/l

g/l=

𝐠𝐫𝐚𝐦𝐨𝐬 𝐝𝐞 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧

Molaridad: también llamada concentración molar. Es el número de moles de soluto, disueltos, en 1 litro de disolución. Se representa por M.

M (mol/l) =

José Ignacio Esquinas

𝒏𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝑽(𝒍)𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏

(

moles de soluto litros de disolución

)

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Normalidad: concentración normal. Es el número de equivalentes–gramos de soluto por litro de disolución. Se representa por N.

N (eq-g/l) =

𝒏º 𝒆𝒒−𝒈𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝑽(𝒍)𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏

(

número de equivalentes−gramos de soluto litros de disolución

)

La forma más rápida de calcular la normalidad es aplicando la fórmula:

N=M·v (siendo N la normalidad, M la molaridad y v la valencia del soluto) 

Si el compuesto es un ácido, la valencia es el número de hidrógenos que contiene su fórmula H2SO4  valencia = 2



Si el compuesto es un hidróxido, la valencia es el número de hidroxilos (OH) que contiene Al(OH)3  valencia = 3



Si el compuesto es una sal, la valencia es el número de electrones que intercambia el metal con el anión CaCl2  valencia = 2

𝐶𝑎12+ (2 · 1 = 2)

Fe2(SO4)3  valencia = 6

𝐹𝑒23+ (3 · 2 = 6)

Molalidad: (concentración molal). Es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente. Se representa por m (no confundir con masa; la molalidad va detrás de un número) 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 moles de soluto m (mol/kg) = ( ) 𝑘𝑔𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 masa en kg de disolvente

Fracción molar: existe fracción molar del soluto y fracción molar del disolvente. Fracción molar del soluto (XS): es la relación (cociente) entre el número de moles de soluto y el número de moles total de la disolución (moles de soluto más moles de disolvente) XS =

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𝒏𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝒏𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 + 𝒏𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆

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Fracción molar del disolvente (Xd): es la relación (cociente) entre el número de moles de disolvente y el número de moles total de la disolución (moles de soluto más moles de disolvente) Xd =

𝒏𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 𝒏𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 + 𝒏𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆

La suma de las fracciones molares del soluto y del disolvente da 1 XS + Xd = 1

PROPIEDADES COLIGATIVAS Las propiedades coligativas de las disoluciones son aquellas propiedades que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de las moléculas que integran la disolución. Estas propiedades, pues, varían al modificar la cantidad de soluto. Las propiedades coligativas son las siguientes:    

Variación (descenso) de la presión de vapor del disolvente Variación de la temperatura de ebullición del disolvente (aumento ebulloscópico) Variación de la temperatura de fusión del disolvente (descenso crioscópico) Variación de la presión osmótica

DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR. LEY DE RAOULT La presión de vapor de un líquido es la presión que ejerce el vapor de un líquido cuando existe un equilibrio dinámico entre la fase líquida y la fase gaseosa, procedente de la evaporación de dicho líquido. 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 presencia de las partículas del soluto limita la libertad de movimiento de las partículas del disolvente y provoca una disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre. La aparición de fuerzas de atracción entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, lo que dificulta el paso a vapor. El científico francés Francois Marie Raoult observó que cuanto mayor es la concentración del soluto, menor es la presión de vapor del disolvente, y en 1882 dio una ley, conocida como Ley de Raoult, cuyo enunciado es el siguiente: “La presión de vapor de un disolvente, en una disolución, es igual a la fracción molar del disolvente por la presión del vapor del disolvente puro”

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P´ = Xd · P como la suma de las fracciones molares del soluto y disolvente es igual a 1, podemos operar de la siguiente forma: Xd = 1 – Xs que sustituyendo P´= (1 – Xs) · P = P – Xs·P P – P´ = Xs · P; ΔP = Xs·P Es decir, el descenso producido en la presión de vapor es igual a la fracción molar del soluto por la presión de vapor del disolvente puro.

DESCENSO CRIOSCÓPICO Si a un disolvente puro añadimos un soluto, la temperatura de fusión del disolvente disminuye. A esta disminución se la conoce como “descenso crioscópico”. Δ T C = KC · m Siendo ΔTC el descenso experimentado en la temperatura de fusión; KC la constante crioscópica (en el agua es 1,86 ºC·kg/mol) y m la molalidad. Así, por ejemplo, sabemos que el agua destilada congela a 0 ºC, pero si disolvemos en el agua una sal, la temperatura de fusión será menor de 0 ºC. Este conocimiento lo utilizamos en la vida diaria:  

 

Cuando sabemos que va a helar (o nevar) echamos sal en el pavimento para bajar la temperatura de fusión y que el agua no se congele. Lo aplicamos cuando utilizamos anticongelante en los radiadores de los vehículos; ya que añadimos, al agua del radiador, un soluto (etileno glicol) que hace que baje la temperatura de congelación y así evitar que se rompa el radiador al congelarse el agua (recordemos que la densidad del hielo es inferior a la del agua y por ello al congelarse el agua aumenta su volumen, lo que rompería el radiador). Para enfriar algo rápidamente echamos sal al hielo, éste se funde pero conseguimos que la temperatura baje de 0 ºC y así enfriamos más rápido. Para congelar pescados se añade sal al agua con lo que baja la temperatura de congelación y conseguimos congelar el pescado a una temperatura inferior a 0 ºC.

AUMENTO EBULLOSCÓPICO La temperatura de ebullición es la temperatura a la cual se iguala la presión de vapor del líquido con la presión exterior. Si a un disolvente puro añadimos un soluto, la temperatura de ebullición del disolvente aumenta. A este aumento se le conoce como “aumento ebulloscópico”. Ello se debe a que las partículas disueltas del soluto dificulta el paso de las moléculas del disolvente al estado gaseoso. Δ T E = KE · m

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Siendo ΔTE el aumento experimentado en la temperatura de ebullición; KE la constante ebulloscópica (en el agua es 0,512 ºC·kg/mol) y m la molalidad. Así, por ejemplo, sabemos que el agua destilada hierve a 100ºC, pero si disolvemos en el agua una sal, la temperatura de ebullición será superior a 100 ºC. Este conocimiento lo utilizamos en la vida diaria:   

Cuando queremos cocinar algo se hace con agua, que hierve a 100 ºC; pero si añadimos al agua un soluto, por ejemplo NaCl, la temperatura de ebullición aumenta por encima de 100 ºC y conseguimos la comida se cocine a más temperatura y por tanto se cocine antes. La temperatura de ebullición nos sirve para determinar la calidad de los productos y detectar si han sido adulterados (por ejemplo las bebidas alcohólicas con más agua del debido). El mismo anticongelante que hace que en invierno no se congele el agua del radiador del coche, permite que en verano no se evapore el agua del radiador, pues aumenta la temperatura de ebullición del agua.

PRESIÓN OSMÓTICA La ósmosis es el paso de las moléculas del disolvente a través de una membrana semipermeable para igualar la concentración de las disoluciones a los 2 lados de la membrana. La presión osmótica es la presión que ejercen las moléculas del disolvente sobre la membrana semipermeable, cuando se ha establecido un equilibrio dinámico entre las 2 disoluciones situadas a ambos lados de la membrana. Su comportamiento es igual al que ejercería un gas ideal sobre las paredes del recipiente. Π•V=n•R•T Pasamos el volumen al otro lado de la igualdad queda la ecuación:

Π = (n/V) • R • T y como n/V es la molaridad nos

Π=c•R•T Siendo Π la presión osmótica, c la concentración molar, R la constante de los gases y T la temperatura absoluta. ¿Pero que es una membrana semipermeable? Cuando 2 disoluciones de distinta concentración están separadas por una membrana, las partículas de la disolución intentan atravesar la membrana para igualar la concentración de ambas disoluciones. Estas membranas pueden ser de 3 tipos diferentes:   

Membranas impermeables: no son atravesadas ni por las partículas del soluto ni por las del disolvente Membranas semipermeables: no permiten el paso de las partículas del soluto, pero sí el paso de las partículas del disolvente Membranas permeables: permiten el paso de las partículas del disolvente y de las partículas del soluto

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Para medir la presión osmótica se utiliza un aparato llamado osmómetro, que consiste en un recipiente cerrado en su parte inferior por una membrana semipermeable y con un émbolo en la parte superior. Si introducimos una disolución en el recipiente y lo sumergimos en agua destilada, el agua atraviesa la membrana semipermeable y ejerce una presión capaz de elevar el émbolo hasta una altura determinada. Sometiendo el émbolo a una presión mecánica adecuada se puede impedir que pase el agua hacia la disolución, y el valor de esta presión mecánica mide la presión osmótica.

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FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR Fórmula Empírica Indica la relación más sencilla que existe entre los átomos que integran la molécula. Por ejemplo, si la fórmula es H2O2 la fórmula empírica es HO (un átomo de hidrógeno por cada átomo de oxígeno). Fórmula Molecular Indica la relación real que existe entre los átomos que integran la molécula. En el ejemplo anterior la fórmula es H2O2 (dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno) Ejercicio: Determina las fórmulas empírica y molecular de un compuesto de masa molecular 58,24 u, siendo su composición centesimal 82,65 % de C y 17,35 % de H. Si tomamos 100 g de compuesto, las cantidades porcentuales serían gramos: 82,65 g de C y 17,35 g de H. A partir de las masas anteriores calculamos el número de moles de átomos de cada uno de los elementos que constituyen la molécula. Posteriormente dividiendo todos los números de moles entre el número de moles menor, sacamos el número de átomos relativo, es decir la relación más sencilla entre los átomos que componen la fórmula “fórmula empírica” 82,65 g C ·

17,35 g H·

1 mol de átomos de C 12 g de C

1 mol de átomos de H 1 g de H

= 6,89 mol átomos C  = 17,35 mol átomos H 

6,89 6,89

= 1 átomo C

17,35 6,89

= 2,5 át. H

Estos números deben ser exactos (naturales) y si no lo son debemos multiplicar ambos valores por un mismo número (lo más bajo posible) para que se conviertan en exactos (naturales)

1 átomo de C · 2 = 2 átomos de C

C2H5

2,5 átomos de H · 2 = 5 átomos de H

Fórmula Empírica

Ejercicio: Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal 55,8 % C; 7 % H; 37,2 % O. Un miligramo del mismo contiene 7·1018 moléculas. Determina la fórmula molecular del compuesto. Si partimos de una cantidad de sustancia de 100 g, los porcentajes se corresponden con los gramos de cada elemento 55,8 g C ·

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1 mol de átomos de C 12 g de C

= 4,65 mol átomos C 

4,65 2,325

= 2 átomos C

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7gH·

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1 mol de átomos de H

37,2 g O ·

1 g de H

= 7 mol átomos de H 

1 mol de átomos de O 16 g de O

7 2,325

= 2,325 mol átomos O 

= 3 átomos de H

2,325 2,325

= 1 át. de O

Fórmula empírica = C2H3O (Masa fórmula empírica = 43 g/mol) 7 · 1018 moléculas ·

n=

m Masa molecular

1 mol 6,02·1023

; 1,16·10-5 mol =

Masa molecular real Masa fórmula empírica

=

moléculas

0,001 g Masa molecular

86,2 g/mol 43 g/mol

=2 

= 1,16·10-5 moles

; M mol = 86,2 g/mol

C4H6O2 Fórmula Molecular

José Ignacio Esquinas

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