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DISOLUCIONES

DISOLUCIONES. Unidad 3. Contenidos (1). 1.- Sistemas materiales. 2.- Disoluciones. Clasificación. 3.- Concentración de una disolución 3.1. En g/l (repaso). 3.2. % en masa (repaso). 3.3. % en masa/volumen. 3.4. Molaridad. 3.5. Fracción molar. Contenidos (2).

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Presentation Transcript

  1. DISOLUCIONES Unidad 3

  2. Contenidos (1) 1.-Sistemas materiales. 2.-Disoluciones. Clasificación. 3.- Concentración de una disolución 3.1.En g/l (repaso). 3.2.% en masa (repaso). 3.3.% en masa/volumen. 3.4.Molaridad. 3.5.Fracción molar

  3. Contenidos (2) 4.-Preparación de una disolución. 5.-Fenómeno de la disolución. 6.-Solubilidad. 7.-Propiedades coligativas de las disoluciones (cualitativamente).

  4. SISTEMAS MATERIALES REPASO

  5. DISOLUCIÓN (Concepto) • Es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias químicas tal que el tamaño molecular de la partículas sea inferior a 10--9 m. • Se llama mezcla coloidal cuando el tamaño de partícula va de 10-9 m a 2 ·10-7 m. • Se llama suspensión cuando el tamaño de las partículas es del orden de2 ·10-7 m.

  6. Componentes de una disolución • Soluto (se encuentra en menor proporción). • Disolvente (se encuentra en mayor proporción y es el medio de dispersión).

  7. Clasificación de disoluciones • Según el número de componentes. • Según estado físico de soluto y disolvente. • Según la proporción de los componentes. • Según el carácter molecular de los componentes.

  8. Según el número de componentes. • Binarias • Ternarias. • ...

  9. Según estado físico de soluto y disolvente. • Soluto Disolvente Ejemplo • Gas Gas Aire • Líquido Gas Niebla • Sólido Gas Humo • Gas Líquido CO2 en agua • Líquido Líquido Petróleo • Sólido Líquido Azúcar-agua • Gas Sólido H2 -platino • Líquido Sólido Hg - cobre • Sólido Sólido Aleaciones

  10. Según la proporción de los componentes. • Diluidas • (poca cantidad de soluto) • Concentradas • (bastante cantidad de soluto) • Saturadas • (no admiten mayor concentración de soluto)

  11. Según el carácter molecular de los componentes. • Conductoras • Los solutos están ionizados (electrolitos) tales como disoluciones de ácidos, bases o sales, • No conductoras • El soluto no está ionizado

  12. Concentración (formas de expresarla) • gramos/litro • Tanto por ciento en masa. • Tanto por ciento en masa-volumen. • Molaridad. • Normalidad (ya no se usa). • Fracción molar. • Molalidad.

  13. Concentración en gramos/litro. REPASO • Expresa la masa en gramos de soluto por cada litro de disolución. • msoluto (g) conc. (g/l) = ———————— Vdisolución (L)

  14. Tanto por ciento en masa. REPASO • Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 g de disolución. • msoluto % masa = ————————— · 100 msoluto + mdisolvente

  15. Tanto por ciento en masa-volumen. • Expresa la masa en gramos de soluto por cada 100 cm3 de disolución. • msoluto % masa/volumen = ——————— Vdisolución (dl)

  16. Molaridad (M). • Expresa el número de moles de soluto por cada litro de disolución. • n msolutoMo = ——— = ——————— V (l) Msoluto ·V (l) • siendoV (l) el volumen de la disolución expresado en litros

  17. Ejercicio:¿ Cuál es la molaridad de la disolución obtenida al disolver 12 g de NaCl en agua destilada hasta obtener 250 ml de disolución? Expresado en moles, los 12 g de NaCl son: m 12 gn = = = 0,2 moles NaCl M 58,44 g/mol La molaridad de la disolución es, pues: 0,2 moles M == 0,8 M 0,250 L

  18. Relación entre M con % en masa y densidad de disolución Sabemos que: ms 100 ms %= —— · 100 = ———— mdn Vdn · ddn Despejando Vdn: 100 ms Vdn = ———— %· ddn Sustituyendo en la fórmula de la molaridad: ms ms · %· ddn %· ddnMo = ———— = —————— = ———— Ms · Vdn Ms · 100 ms 100 Ms

  19. Ejercicio:¿Cuál será la molaridad de una disolución de NH3 al 15 % en masa y de densidad 920 kg/m3? 920kg/m3 equivale a 920 g/L %· ddn 15 · 920 g · L-1Mo = ———— = ————————— = 8,11 M 100 Ms 100 · 17 g · mol-1

  20. Riqueza () • Las sustancias que se usan en el laboratorio suelen contener impurezas. • Para preparar una disolución se necesita saber qué cantidad de soluto puro se añade. • msustancia (pura) = ——————————— · 100 msustancia(comercial) • De donde • 100 msust.(comercial) = msust. (pura) · ——

  21. Ejemplo: ¿Como prepararías 100 ml deuna disolución 0’15 M de NaOH en agua a partir de NaOH comercial del 95 % de riqueza? m = Molaridad · M(NaOH) · V m = 0’15 mol/l · 40 g/mol · 0’1 l == 0’60 g de NaOH puro 100mNaOH(comercial) = mNaOH (pura) · —— = 95 100= 0’60 g · —— = 0’63 g NaOH comercial 95

  22. Ejercicio:Prepara 250 cm3 de una disolución de HCl 2M, sabiendo que el frasco de HCl tiene las siguientes indicaciones: d=1’18 g/cm3; riqueza = 35 % • m = Molaridad · M(HCl) · V m = 2 mol/l · 36’5 g/mol · 0’25 l == 18’3 g de HCl puro que equivalen a • 10018’3 g ·—— = 52’3 g de HCl comercial 35 • m 52’3 g V = — = ————— = 44’3 cm3 d 1’18 g/cm3

  23. Fracción molar () • Expresa el cociente entre el nº de moles de un soluto en relación con el nº de moles total (soluto más disolvente). • nsoluto soluto = ————————— nsoluto + ndisolvente • Igualmente • ndisolvente disolvente= ————————— nsoluto + ndisolvente

  24. Fracción molar () (cont.). • nsoluto + ndisolventesoluto + disolvente= ————————— = 1 nsoluto + ndisolvente • Si hubiera más de un soluto siempre ocurrirá que la suma de todas las fracciones molares de todas las especies en disolución dará como resultado “1”.

  25. Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH4 y de C2H6 en una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g de C2H6 y comprobar que la suma de ambas es la unidad. 4 g 6 gn (CH4) =———— = 0,25 mol; n (C2H6) =————= 0,20 mol 16 g/mol 30 g/mol n(CH4)0,25 mol(CH4)= ———————— = ————————— = 0,56n(CH4)+ n(C2H6) 0,25 mol + 0,20 mol n(C2H6)0,20 mol (C2H6)= ———————— = ————————— = 0,44n(CH4)+ n(C2H6) 0,25 mol + 0,20 mol (CH4) +  (C2H6) = 0,56 + 0,44 = 1

  26. Solubilidad • Es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente (normalmente suelen tomarse 100 g). • La solubilidad varía con la temperatura (curvas de solubilidad).

  27. Gráficas de la solubilidad de diferentes sustancias en agua • Como vemos, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.

  28. Propiedades coligativas • Las disoluciones tienen diferentes propiedades que los disolventes puros. • Es lógico pensar que cuánto más concentradas estén las disoluciones mayor diferirán las propiedades de éstas de las de los disolventes puros.

  29. Propiedades coligativas • Disminución de la presión de vapor. • Aumento de temperatura de ebullición. • Disminución de la temperatura de fusión. • Presión osmótica(presión hidrostática necesaria para detener el flujo de disolvente puro a través de una membrana semipermeable).

  30. Presión osmótica

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