LEY DE RAOULT

Las moléculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase líquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, fuerza que se denomina PRESIÓN DE VAPOR, que se define como la presión ejercida por un vapor puro sobre su fase líquida cuando ambos se encuentran en equilibrio dinámico

DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR: Efecto de solutos no electrolitos.

Como ya sabemos un líquido puro posee una presión de vapor determinada, que depende sólo del líquido en estudio y de la temperatura. El valor de la presión de vapor del líquido puro se altera si agregamos al líquido (solvente) un soluto cualquiera.

El soluto puede ser volátil, es decir, posee una presión de vapor mayor que el 1% de la presión de vapor del solvente a la misma temperatura; o no volátil, es decir, posee una presión de vapor menor que el 1% de la presión de vapor del solvente a la misma temperatura. En ambos casos la presión de vapor del solvente se modifica en relación al solvente puro.

i) Soluto no volátil.

Si el soluto que se agrega al solvente es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor.

Por ello se produce un desplazamiento del equilibrio, lo que se traduce en una reducción de la presión de vapor sobre la solución.

El grado en el cual un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a la concentración de la solución, es decir, mientras mayor sea la concentración de la solución mayor es la disminución de la presión de vapor y por lo tanto la reducción en la presión de vapor es aproximadamente proporcional a la concentración total de partículas del soluto (electrolito o no electrolito).

La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las soluciones que contienen

solutos no volátiles esta dada por la Ley de Raoult (Francois Marie Raoult 1885). Este científico

demostró que “a una temperatura constante, el descenso de la Presión de Vapor es proporcional a la

concentración de soluto presente en la solución”. Este principio queda establecido matemáticamente

por las siguientes ecuaciones:

PA = XA PºA            

ΔPV = PºA - PA       

ΔPV = PºA XB          

PºA - PA = PºA XB           

Donde:

PA = Presión de Vapor de la solución.

PºA = Presión de vapor del solvente puro.

XA = Fracción molar del solvente

XB = fracción molar del soluto

Δ

Las soluciones que obedecen la ley de Raoult se denominan SOLUCIONES IDEALES. Las

soluciones se aproximan al comportamiento ideal cuando la concentración de soluto es baja y cuandoel soluto y el solvente son semejantes tanto en tamaño molecular, como en el tipo de fuerzas deatracción intermolecular que hay entre ellas.

Ejemplo: Consideremos una solución formada por 1 mol de Benceno y 2 moles de Tolueno. El Benceno presenta una presión de vapor (P°) de 75 mmHg y el Tolueno una de 22 mmHg a 20°C. Como se ve el benceno es el más volátil debido a que tiene una presión de vapor

puro (P°) mayor que la del tolueno.

1) Calculemos la fracción molar de Benceno y Tolueno:

Xbenceno = _1__  = 0,33

                    1+2

 XTolueno __2__ = 0,67

                1 + 2

2) Calculemos la presión de parcial de cada componente y la presión de vapor de la solución:

Pbenceno = Xbenceno Pºbenceno Ptolueno = Xtolueno Pºtolueno

Pbenceno = ( 0,33 ) ( 75 mmHg ) Ptolueno = ( 0,67 ) ( 22 mmHg )

Pbenceno = 25 mmHg Ptolueno = 15 mmHg

PTOTAL = Pbenceno + Ptolueno

PTOTAL = 25 mmHg + 15 mmHg

PTOTAL = 40 mmHg

Si calculamos el porcentaje que aporta, a la presión de vapor, cada componente tendremos

que:

Benceno: 40 mmHg ----- 100 %

15 mmHg ----- X

X = 63 %

Tolueno: 40 mmHg ----- 100 %

25 mmHg ----- X

X = 37 %

Estos resultados indican que el vapor es más rico en el componente más volátil, ya que el

benceno aporta el 63 % a la presión total (podríamos decir que el 63 % de las moléculas gaseosas son de benceno) a pesar de que la solución inicial el benceno era el componente minoritario.

Tomado de :

http://www.cie.unam.mx/~ojs/pub/Liquid3/node22.html

http://www.radiodent.cl/quimica/propiedades_coligativas_de_soluciones.pdf

 PV = Variación de la presión de vapor.

Propiedades coligativas

PROPIEDADES DE UNA SOLUCIÓN.

Las propiedades de las soluciones se clasifican en dos grandes grupos:

1.- Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las

partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.

2.- Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las cuales son:

- descenso en la presión de vapor del solvente,

- aumento del punto de ebullición,

- disminución del punto de congelación,

- presión osmótica.

Es decir, son propiedades de las soluciones que solo dependen del número de

partículas de soluto presente en la solución y no de la naturaleza de estas partículas.

IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las

disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:

A) Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación

fraccionada.

B) Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.

C) Determinar masas molares de solutos desconocidos.

D) Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino

en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.

E) Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.

F) Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.

En el estudio de las propiedades coligativas se deberán tener en cuenta dos características

importantes de las soluciones y los solutos.

Soluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente diluídas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son ≤ 0,2 Molar,en donde teóricamente las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.

Solutos: Los solutos se presentarán como:

Electrolitos: disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.

No Electrolito:  no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser

volátil o no volátil.

Punto de ebullición

El punto de ebullición de una solución es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión externa. Además es el punto en el que el liquido se solidifica debido a la reducción de la temperatura.

 

ΔTe= Keb · m

 

Keb= elevacion molal del punto de ebullición

m= molalidad de la solución

ΔTe= Teb solución – Teb disolvente

Punto de congelación

El análisis termodinámico del punto de congelación es similar al de la elevacion del punto de ebullición. Si suponemos que cuando se congela una solución el solido se separa de ella solo contiene disolvente, entonces no cambia la curva del potencial químico del solido.

 

ΔTc= Kc · m

 

Tc= 0ºC- Tc

 

 

EJEMPLO

Para una solución de 45.20g de sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁) en 316.0g de agua, calcule (a) El punto de ebullición , y (b) el punto de congelación

RESPUESTA

(a) Punto de ebullición: K_b = 0.51mol^-1 ; la molalidad de la solución esta dada por

 m₂ == 0.418 mol kg^-1

ΔT= (0.51 K mol^-1 Kg)(0.418 mol Kg^-1)

     = 0.21 K

Entonces, la solución hervirá a (373.15+0.21) K, o 373.36 K.

(b) Punto de congelación

ΔT= (1.86 K mol^-1 Kg) (0.418mol Kg^-1)

     = 0.78 K

Por lo tanto, la solución se congelara a (273.15-0.78) K, o 272.37 K

Tomado de: http://www.radiodent.cl/quimica/propiedades_coligativas_de_soluciones.pdf

FISICOQUIMICA, RAYMOND CHANG
Tercera Edición 
Ed. McGraw-Hill
pag. 228-234

LEY DE LOS GASES

Delos tres estados de las materia, en el estado gaseoso las interacciones entre sus partículas son mínimas, por lo que es en este caso donde el estudio y la interpretación de los resultados obtenidos es menos complicada. Como resultado de tales estudios se ha llegado a establecer una serie de generalizaciones empiricas que se incluye bajo la denominación de leyes de los gases, las cuales describen el comportamiento de dichas sustancias en determinasdas condiciones especiales.

Si un gas es inttroducido en un recipiente cerrado, sus moléculas se moverán según las consideraciones de la teoría cinética molecular, con una velocidad que aumentará con la temperatura.

Suponiendo que un determinado número de moléculas, las cuales se pueden expresar en función al número de moles (n), se llevan a un recipiente cerrado de volumen (V) y a una temperatura kelvin (T), las moléculas se moverán chocando contra las paredes del recipiente ejerciendo una fuerza F que al expresarse con relación al área S de la pared determinará una presión (P), que es dependiente del número de choques. La presión, la temperatura, y el volumen de una muestra de gas son sus variables de estado.

Ley de Boyle
En un estudio que se realizo en 1962 sobre el comportamiento físico de los gases, el químico ingles Robert Boyle (1627-1691) improbó que el volumen (V) de una cantidad dada de gas a temperatura constante es inversamente proporcional a su presión (P)

PV= constante

Ley de Charles y de Gay-Lussac

la ley de Boyle depende de que la cantidad de gas y la temperatura del sistema permanezcan constantes, pero supongamos que la temperatura cambia. ¿Como afecta un cambio de temperatura al volumen y a la presión de un gas? Los primeros investigadores de esta relación fueron los físicos franceses Jacques Alexandre Charles (1746-1823) y Josep Louis Gay-Lussac (1778-1850). Sus estudios demostraron que, a presión constante, el volumen de una muestra de gas se dilata cuando se calienta y se contrae cuando se enfría.

Ley de Avogadro

Otra ley importante relativa a los gases la formulo Amadeo Avogadro en 1811, cuando propuso que volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen el mismo numero de moléculas.

1mol=6.022x1023

Ecuación de los gases ideales

El volumen de un gas depende de la presión, temperatura y numero de moles

PV=nRT

donde el valor de R es la constante de proporcionalidad, es la constante del gas.

Ley de Dalton de presiones parciales

En el caso de un sistema que contenga dos o mas gases diferentes, la presión total (PT) es la suma de las presiones individuales que cada gas ejercería si estuviera solo y ocupara el mismo volumen

PT= P1+P2+...

 

Disponible en : http://ensenarquimica.galeon.com/aficiones2067982.html
FISICOQUIMICA, RAYMOND CHANG
Tercera Edición
Ed. McGraw-Hill
pag. 11-16 y 37

PRÁCTICA #1

Introducción

Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes, llamándose disolvente al que está en mayor proporción y soluto al que está en menor proporción. 

Las distintas formas de expresar la relación entre  las cantidades de soluto y disolvente se llama concentración y se puede expresar de diversas formas:

  

Disoluciones de sólido en líquido

Realizar los cálculos necesarios para determinar la cantidad de soluto, teniendo en cuenta las condiciones del mismo (pureza, agua de cristalización, etc.).  Añadir disolvente hasta 2/3 del volumen total de la disolución a preparar. Agitar la disolución hasta su disolución y pasarla a un matraz aforado de la misma capacidad que el volumen de disolución que se tiene que preparar. Pasar el contenido al matraz aforado, completando hasta el enrase con más disolvente.

Disoluciones de líquido en líquido

Realizar los cálculos necesarios para determinar  el volumen de disolución original a tomar, teniendo en cuenta las características de la misma (pureza, densidad, etc.). Pasar un volumen aproximado de la misma a un recipiente limpio y con ayuda de una pipeta coger el volumen necesario y pasarlo al matraz aforado. Añadir el disolvente y agitar la disolución.

Desarrollo

Parte I: preparación de disoluciones a partir de sólidos y líquidos.

A.      Preparar 100mL de disolución de CuSO₄ 0.100 M, a partir de CuSO₄ sólido:

1.       Pesar los gramos de CuSO₄ necesarios para preparar 100 mL de una disolución 0.100 M, lo que corresponde a    1.59 gr .

B.      Preparar 100mL de disolución de CuSO₄ 0.0100 M a partir de CuSO₄ 0.100 M (dilución).

1.       Usar una pipeta graduada para tomar el volumen necesario de sulfato de cobre 0.100 M para realizar la dilución, lo que corresponde a    10 mL   .

Parte II: preparación de disoluciones porcentuales masa/masa y masa/volumen.

A.      Preparar 100 gramos de una disolución de NaCl al 3.00% en masa.

1.       Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a    3 gr .

2.       La cantidad de agua necesaria para preparar la disolución requerida es    97 gr. Si la densidad del agua destilada es de 1.0g/mL, los gramos de agua necesarios corresponden a    97 mL   .

3.       Colocar    97 mL    de agua destilada en un matraz volumétrico.

B.      Preparar 100mL de disolución de NaCl al 3.00% masa/volumen.

1.       Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a    3 gr .

Parte III: disoluciones molares y normales.

A.      Preparar 100mL de HCl 0.100 M, a partir de HCl concentrado (37.0% en masa y densidad de 1.18g/mL).

1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado de 100 mL.

2.       Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido concentrado, para preparar la disolución requerida, esto es    0.83 mL   .

B.      Preparar 100mL de H₂SO₄ 0.100 M, a partir de H₂SO₄ concentrado (98% en masa, densidad de 1.87).

1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.

2.       Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido sulfúrico concentrado para preparar la disolución requerida, esto es    0.53 mL   .

C.      Preparar 100 mL de HCl 0.100 N, a partir de HCl concentrado (37% de pureza y densidad de 1.18 g/mL).

1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.

2.       Usar una propipeta para tomar el volumen necesario de ácido concentrado, a fin de preparar la disolución requerida, esto es    0.83 mL   .

D.      Preparar 100 mL de H₂SO₄ 0.100 N a partir de H₂SO₄ concentrado (98 % en masa, densidad de 1.87 g/mL). Suponer que el H₂SO₄ participará en una reacción en la que se neutralizarán los dos protones.

1.       Colocar 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.

2.       Con una propipeta tomar el volumen necesario de ácido concentrado para preparar la disolución, esto es    0.26 mL   .

Cuestionario

1.       Completar la siguiente tabla con los ejemplos que se piden para las distintas disoluciones que pueden existir, dependiendo del estado del soluto y el solvente en cada caso.

Fase dispersora (solvente)	Fase dispersa (soluto)	Ejemplo
Líquido	Sólido	H2O con NaCl
Sólido	Líquido	Ag con Hg
Líquido	Gaseoso	H2O con O2
Gaseoso	Sólido	N2 con I
Líquido	Líquido	H2O con CH3CH2OH
Gaseoso	Gaseoso	O2 con N2
Sólido	Sólido	Zn con Sn
Gaseoso	Líquido	CO2 con H2O
Sólido	Gaseoso	Pd con H2

2.       Si la fórmula de molaridad es M = n/l, ¿por qué se pesa la masa del soluto para preparar la disolución y no se usan directamente los moles?

Porque “mol/l” son las unidades empleadas para expresar la concentración de la disolución; sin embargo, para conocer el número de moles, se requiere conocer la masa del soluto, ya que:

n = masa/PM     o     n = M*V.

3.       ¿Por qué en la disolución porcentual en masa se considera la masa del agua, mientras que en la disolución porcentual masa/volumen no se toma en cuenta?

La disolución porcentual en masa, es una relación que expresa los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 gramos de solución. Está forma de expresar la concentración implica al momento de preparar una solución, pesar separadamente el soluto y el solvente. En el caso de la disolución porcentual masa/volumen se expresan los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 ml de solución.

4.       ¿Existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico? Explicar por qué.

No existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico, puesto que N = no. de equivalentes/l y el ácido clorhídrico sólo posee un equivalente (H),  la Molaridad y la Normalidad son equivalentes.

5.       Al preparar una disolución 0.100 N de ácido sulfúrico ¿Se debe establecer la reacción química que se dará al utilizar este reactivo? ¿Y si se prepara la disolución 0.100 M se debe tomar en cuenta el mismo criterio? Justifique su respuesta.

No, ya que cuando se va a preparar una solución de la misma substancia que tiene el mismo No. de equivalentes que tiene para compartir, por ello no es necesario realizar todo el procedimiento.

6.       Clasifica las reacciones señaladas en el punto 7, con base en el tipo de reacción (neutralización acido-base o redox).

a)      Neutralización

b)      Neutralización

c)       Neutralización

d)      Redox

e)      Redox

7.       Indica el número de equivalentes para los compuestos, en los que ocurren las siguientes reacciones.

a) H₃PO_{4 (ac)}        +             2 NaOH _(ac)                          Na₂HPO_{4 (ac)}       +             2 H₂O

R = 5

b) Ca (OH)_{2 (s)}     +             2HCl _(ac)                                CaCl_{2 (s)} +             2H₂O

R = 4

c) HNO_{3 (ac)}         +             NaOH _(ac)                             NaNO_{3 (ac)}           +             H₂O

R = 2

d) 2HNO_{3 (ac)}      +             3H₂S _(g)                                 2NO _(g)      +    3S⁰ _(g)    +    4H₂O

R = 8

e) 3NaNO_{3 (ac)}    +    8Al⁰ _(s)    +    5NaOH _(ac)    +    18H₂O                    8NaAl (OH)_{4 (ac)}    +    3NH_{3 (g)}

R = 8

8.       El frasco de donde se obtuvo el H₂SO₄  tiene las siguientes especificaciones: masa molar = 98.09 g/mol, densidad = 1,87g/mL, % de pureza = 98. Reportar la concentración del H₂SO₄  en:

a)      % masa (considerando 100mL de disolución)

(100mL)(  = 187g        ;       187g                      100%

                                                                                                               Xg                      98%             X = 183.26g

                            (183.26g H₂SO₄  ÷ (2g H₂O +183.26g H₂SO₄)) × 100% = 98.92043614%

b)      % masa/volumen (considerando 100mL de disolución)

                                     (183.26g ÷ 100mL) × 100% = 183.26%

c)       Molaridad (considerando 100mL de disolución)

                                      183.26 ÷ 98.09g/mol = 1.868284229mol

                                     1.868284229mol ÷ 0.1L = 18.68284229M

d)      Normalidad (considerando 100mL de disolución)

                         N= M × #eq

                               18.68284229 × 2 = 37.3656N

                                                                                         

                                    

                     

Bibliografía.

-           Benson S. W. Cálculos Químicos. Una introducción al uso de las matemáticas en la química. 2010. Ed. Limusa Wiley. pp. 111-112.

-          Ayres, Gilbert. Química Analítica Cuantitativa. Editorial Harla. México, D.F. 1980.

-          Experimentación en química. Disponible en:

http://cvb.ehu.es/open_course_ware/castellano/tecnicas/expe_quim/pratica3.pdf