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Propiedades coligativas

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  • 1. Conceptos previos
    • Disolvente: Componente que está presente en mayor cantidad o que determina el estado de la materia en la que existe una disolución.
    • Solutos: Los restantes componentes
  • 2. Formas de expresar la concentración
    • • Fracción molar (x)
    Es una unidad química para expresar la concentración de soluto en una disolución . Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de disolución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión La normalidad ( N ) es el número de equivalentes ( n ) de soluto ( sto ) por litro de disolución ( sc ). El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total sobre la masa de un equivalente: n = m / meq . O bien, como el producto de la masa total y la cantidad de equivalentes por mol ,dividido sobre la masa molar
  • 3.
    • La molalidad ( m ) es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente. Para preparar disoluciones de una determinada molalidad en un disolvente, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar correspondiente valor.
    • La molaridad ( M ) es el número de moles de soluto por litro de solución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de solución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una solución de esta concentración normalmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 30 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado , para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.
  • 4. PROPIEDADES COLIGATIVAS
  • 5.
    • PROPIEDADES COLIGATIVAS.
    La formación de una disolución tiene consecuencias sobre una serie de propiedades: propiedades coligativas. Las propiedades coligativas son aquellas que dependen únicamente de la cantidad (concentración) de soluto añadida (moles o moléculas de soluto), pero no de su naturaleza (de qué soluto sea). 1. Disminución de la presión de vapor 2. Aumento de la temperatura de ebullición 3. Descenso de la temperatura de fusión/congelación 4. Presión osmótica La propiedades coligativasm son 4:
  • 6. 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.
  • 7. Disminución de la presión de vapor Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, la presión de vapor de éste en la solución disminuye. P solución < P solvente puro  P = P° - P
  • 8. Para un soluto no volátil:
    •  P = P° A X B
    • donde:
    •  P : Disminución de la presión de vapor
    • X B : fracción molar del soluto B no volátil
    • P° A : presión de vapor del solvente A puro
    • La presión de vapor en una mezcla de solvente y soluto no volátil es menor que la del solvente puro. Menos partículas pueden escapar a la superficie del líquido, debido a las fuerzas intermoleculares soluto/solvente
  • 9. Ley de Raoult
    • P 1 = X 1 P° 1
    • P 1 : Presión de vapor del componente A
    • X 1 : Fracción molar de A
    • P° 1 : Presión de vapor de A puro
  • 10.
    • La presión parcial de un disolvente en una disolución (P 1 ) está dada por la presión de vapor del disolvente puro (P ° 1 ), multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución, (X 1 )
    Ley de Raoult Es decir:
  • 11. Aumento de la temperatura de ebullición
    • La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica
    • Cualquier disminución en la presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición .
    • La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición ( Te) es proporcional a la concentración molal del soluto:
    • Te = Ke m
    • La constante ebulloscópica ( Ke ) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua su valor es 0,52 ºC/mol/Kg. Esto significa que una disolución molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C.
  • 12. Descenso de la temperatura de fusión/congelación
    • La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro . La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando Tc al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que:
    • Tc = Kc m
    • siendo Kc la constante crioscópica del disolvente . Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C.
  • 13. Presión osmótica
    • p = mR T Ecuación de van’t Hoff
    Donde p representa la presión osmótica, m es la molalidad de la disolución , R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta.
  • 14. PRESIÓN OSMÓTICA
    • La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas, pero antes de entrar de lleno en el estudio de esta propiedad es necesario revisar los conceptos de difusión y ósmosis .
    Difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, lo que se alcanza al cabo de cierto tiempo En Biología es especialmente importante el fenómeno de difusión a través de membranas , ya que la presencia de las membranas biológicas condiciona el paso de disolvente y solutos en las estructuras celulares
  • 15.
    • Ósmosis es la difusión de líquidos a través de membranas .
    Supongamos una disolución de NaCl separada del disolvente por una membrana semipermeable (que permite el paso del agua pero no de la sal El agua tiende a atravesar la membrana, pasando de la disolución más diluída a la más concentrada, en el sentido de igual las concentraciones
    • El equilibrio se alcanza cuando a los dos lados de la membrana se igualan las concentraciones, ya que el flujo neto de agua se detiene.
    • Esta tendencia obedece al segundo principio de la termodinámica y se debe a la existencia de una diferencia en la presión de vapor entre las dos disoluciones .
  • 16.
    • Se define la presión osmótica como la tendencia a diluirse de una disolución separada del disolvente puro por una membrana semipermeable. Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es capaz de atravesar la membrana que los separa.
    • La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable
    • Para medir la presión osmótica se utiliza el osmómetro
  • 17. Ejercicios
  • 18.
    • ¿Qué masa de glicina debería usarse para producir 250 mL de una solución cuya concentración molar es 0,15 NH2CH2COOH (acuoso)
    250 mL = 0.250L n = (0.15 mol/L) (0.250L) =0.0375mol m = (0.0375 mol) (107 g/mol) = 4.01 g Soluto (MM = 107 g/mol) Volumen Moles Masa
  • 19.
    • Ejercicio : Calcular la fracción molar de la
    • sacarosa en una solución acuosa cuya molalidad es de 1,22 mol kg-1
    Es decir sacarosa = 1.22 /56.73 = 0.0215 n sol = 1.22 mol + 55.51 mol = 56.73 mol Solución n = (1000 g) x (1 mol/18.015 g) = 55.51 mol m = 1 kg = 1000 g Agua (MM = 18.015 g/mol) Volumen Moles Masa
  • 20.
    • Ejercicio: Calcular la molaridad de una solución de sacarosa (C12H22O11) 1.74 molal, cuya densidad es de 1.12 g/mL.
    • Solución: Para una solución 1.74 m, se tiene 1.74 moles de sacarosa por 1000 g de agua. La masa de la sacarosa (1.74 mol)(342.30 g/mol) = 596 g. La masa total es por lo tanto 1596 g. Que tiene un volumen de (1596 g)/(1.12 g/mL) = 1425 mL = 1.425 L.
    molaridad = 1.74 mol = 1.22 M 1.425 L
  • 21.
    • Ejercicio: Calcular la molalidad de una solución de etanol (C2H5OH) 5.86 M, cuya densidad es de 0.927 g/mL.
    • Solución: En una solución se tiene 927 g de agua y de etanol. La solución tiene 5.86 M en etanol, por lo que 1 litro contiene (5.86 mol)(46.07 g/mol) = 270 g de etanol. Por lo que 927 g - 270 g = 657g de agua.
    • Molalidad = 5.86 mol = 8.92 m
    0.657 kg
  • 22.
    • Ejercicio: Calcular la molalidad de una solución acuosa de NaCl de 44.6%.
    • Solución: En 1.000 kg de solución, se tiene 446 g de NaCl et 554 g de agua. Es decir (446 g)/(58.44 g/mol) = 7.63 mol de NaCl .
    Molalidad = 7.63 mol =13.8 m 0.554 kg
  • 23.
    • Ejercicio: Calcular la concentración (en mol/L) de
    • oxígeno disuelto en agua a 25oC y a una presión parcial de 0.22 atm. La constante de Henry para el oxígeno disuelto en agua es de 3.5 x 10 mol/(L atm).
    • Solución:
    C = kP C = (3.5 × 10 mol/L )(0.22 atm) -4 -4 • atm C = 7.7 × 10 mol /L= 7.7 x 10 M -5 -5
  • 24.
    • Ejercicio: La presión de vapor de una solución de
    • glucosa (C6H12O6) a 20oC es de 17.01 mm Hg. La del agua pura a la misma temperatura es de 17.25 mm Hg. Calcular la molalidad de dicha solución.
    • Solución:
    ΔP = X P soluto solvente Por lo tanto X soluto = ΔP P solvente X soluto = 0.24 mm Hg 17.25 mm Hg = 0.0139 agua X = 1 X soluto = 0.9861 Considere un mol total soluto/solvente. Se tiene (0.9861 mol)(18.02 g/mol )=17g de agua Molalidad = 0.0139 mol 0.0178 kg = 0.78 m
  • 25.
    • Ejercicio: Calcular los puntos de ebullición y de solidificación de una solución formada de 478 g etilen-glicol [CH2(OH)CH2(OH)] en 3202 g de agua. Las constantes ebulliscópicas y crioscópicas molales del agua son 0.52 K/m y 1.86 K/m, respectivamente.
    • Solución: Se tiene (478 g)/(62.07 g/mol) = 7.70 moles de etilen-glicol.
    Molalidad = 7.70 mol 3.202 kg = 2.40 m ΔT ebullición = (0.52 K/m )(2.40 m) = 1.3 K ΔT solidificación = (1.86 K/m)(2.40 m) = 4.47 K El punto de ebullición es de 101.3oC y el punto de solidificación es -4.47oC.
  • 26.
    • Ejercicio:
    • El punto de solidificación de una solución que contiene 0.85 g de un compuesto orgánico desconocido disuelto en 100.0 g de benceno es de 5.16ºC.¿Cuál será la masa molar de dicho compuesto orgánico desconocido? El benceno tiene un punto de fusión de 5.5oC y su constante crioscópica molal es de 5.12 ºC/m.
    • Solución:
    ΔT solidificación = 0.34 ºC = K m solidificación m = ΔT solidificación = 0.34 C 5.12 ºc/m = 0.066 m molalidad = 0.066 m = moles de compuesto 0.1000 kg de benceno moles de compuesto = 0.0066 masa molar = 0.85 g/ 0.0066 mol =1.3 x 10 g/mol 2
  • 27.
    • Ejercicio: A 21oC, una solución de benceno que contiene 2.47 g de un polímero orgánico en un volumen de 202 mL tiene une presión osmótica 8.63 mm Hg. Calcular la masa molar del polímero
    • Solución:
    π = 8.63 mm Hg • 1 atm 760 mm Hg = 0.01136 atm π = MRT M = π Por lo tanto RT M = 0.01136 atm = 4.17 x10 (0.082057 L • atm/K • mol)(294 K ) -4 • Un volumen de 1000 mL contiene 4.7 x 10-4 moles de polímero, es decir 202 mL contienen (4.7 x 10-4 mol )(0.202) = 9.51 x 10-5 moles. • La masa molar del polímero es (2.47 g)/(9.51 x 10-5 mol) = 2.60 x 104 g/mol

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