PROBLEMAS RESUELTOS - PROPIEDADES COLIGATIVAS
Ejemplo #1
PRESIÓN DE VAPOR DE UNA DISOLUCIÓN DE COMPONENTES VOLÁTILES
A 40/C, la presión de vapor del heptano puro es de 92.0 torr y la presión de vapor del octano puro es de 31.0 torr. Considera una disolución que contiene 1.00 mol de heptano y 4.00 moles de octano. Calcula la presión de vapor de cada componente y la presión de vapor total sobre la disolución.
Planteamiento
Primero calculamos la fracción molar de cada componente en la disolución líquida. Después aplicamos la Ley de Raoult a cada uno de los componentes volátiles. La presión de vapor total es la suma de las presiones de vapor de los componentes.
Solución
Primero calculamos la fracción molar de cada componente en la disolución líquida.
XA = X heptano = 1 mol heptano/(1 mol hepatano) + (4 mol octano)= 0.2
XB = X octano = 1-Xheptano =0.8
Aplicando la Ley de Raoult para los componentes volátiles en la solución:
P heptano = X heptano Pºheptano = (0.2) (92.0 torr) = 18.4 torr
P octano = X octano Pºoctano = (0.8)(31.0 torr) = 24.8 torr
Aplicando la Ley de Dalton para los componentes volátiles sobre la solución:
Ptotal = P heptano + P octano
Ptotal = (18.4 + 24.8) torr = 43.2 torr
Ejemplo #2
COMPOSICIÓN DEL VAPOR
Calcula las fracciones molares de heptano y de octano en el vapor que están en equilibrio con la disolución en el ejemplo anterior.
Planteamiento
La fracción molar de un componente en una mezcla gaseosa es igual a la relación entre su presión parcial y la presión total. En el ejemplo anterior calculamos la presión parcial de cada componente en el vapor y el de la presión de vapor total.
Solución :
Usando la Ley de Dalton , en el vapor
X heptano = P heptano/ P total = 18.4 torr/43.2torr = 0.426
X octano = P octano/ P total = 24.8 torr/43.2 torr = 0.574
Ejemplo #3
MASA MOLAR A PARTIR DE UNA PROPIEDAD COLIGATIVA
Una muestra de 1.20 gramos de un compuesto covalente desconocido se disuelve en 50.0
gramos de benceno. La disolución se congela a 4.92/C. Calcule la masa molar del compuesto.
Planteamiento
Para calcular la masa molar de un compuesto desconocido, hallamos el número de moles
representados por 1.20 gramos del compuesto desconocido. Usamos primero los datos de punto de congelación para determinar la molalidad de la disolución. La molalidad relaciona el número de moles de soluto y la masa de disolvente (conocida), de modo que esto nos permite calcular el número de moles del desconocido.
Solución
El punto de congelación del benceno puro es de 5.48/C y Kf vale 5.12/C/m.
Delta de temperatura de formación = 5.48/C - 4.92/C = 0.56/C
m = molal M = masa molar
m = delta de temperatura de formación/ kf = (0.56 ºC)/(512 ºC/m) = 0.11 m
M soluto = g soluto/ (m) (kg disolvente)
M soluto = 120 g / (0.11 m) (0.50 kg)
M soluto = 218 g/mol
Ejemplo # 4
Determinación de una fórmula molecular a partir de datos de puntos de congelación.
La nicotina, extraída a partir de las hojas de tabaco, es un líquido completamente miscible con agua a temperaturas inferiores a 60/C (a) ¿cuál es la molalidad de la disolución acuosa si comienza a congelarse a 0.450/C, (b) si la disolución se obtiene disolviendo 1.921 g de nicotina en 48.92 g de H2O, ¿cuál debe ser la masa molar de la nicotina? © los productos de la combustión indican que la nicotina contiene 74.03 por ciento de C; 8.70 por ciento de H; 17.27 por ciento de N, por
masa. ¿Cuál es la fórmula molecular de la nicotina?
Solución:
a) Se puede calcular la molalidad de la nicotina. Observe que Tf = -0.450/ C y que
deltaTf = 0.00/C - [-(0.45/C) = 0.45/C]
m = (DeltaTf/ Kf)= ((0.450 ºC)/(186 ºC/m)) = 0.242 m
b) Ahora puede utilizarse la definición de molalidad, pero con una molalidad conocida
(0.242m) y una masa molar del soluto desconocida (M). El número de moles de soluto es
simplemente 1.921 g/M.
molalidad = (1.921 g/mol ) /(0.04892 Kg agua ) = 0.242 mol/Kg agua
M = 1.921 g /(0.04892 Kg )(0.242 mol / Kg)= 162 g / mol
c) Determine la fórmula empírica. El resultado que debe obtener es C5H7N. La masa de la fórmula empírica es de 82 u. La masa es exactamente dos veces este valor, 162 u.La
fórmula molecular es dos veces C5H7N , es decir C10H14N2. Puede determinar M (la masa
molar exacta utilizando una tabla de pesos atómicos).
Ejemplo # 5
Determinación de la masa molar a partir de medidas de presión osmótica
Se prepara una muestra de 50.00 mL de una solución acuosa que contiene 1.08 g de una
proteína del plasma sanguíneo, seroalbúmina humana. La disolución tiene una presión
osmótica de 5.85 mmHg a 298 K. ¿Cuál es la masa molar de la albúmina?
Solución
Primero es necesario expresar la presión osmótica en atmósferas
P = (5.85 mmHg) (1 atm/760 mmHg) = 7.70x10-3
Ahora se puede despejar la ecuación, esto es con el número de moles de soluto (n)
representado por la masa del soluto (m) dividida por la masa molar (M) y se obtiene M.
P = (m/M)RT / V y M = mRT/ PV
M = (1.08g) (0.082 atm/molK) /298K) / (7.70x10-3 atm) ((0.0500L) = 6.86x104 g/mol
Bibliografía:
http://www1.uprh.edu/quimgen/4-Propied-Coliga.pdf
domingo, 18 de octubre de 2009
sábado, 10 de octubre de 2009
Propiedades coligativas
Propiedades coligativas
Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente.
Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente.
Propiedades de las disoluciones que dependen del número de partículas en un volumen de disolvente determinado, y no de la masa de dichas partículas ni de su naturaleza. Entre las propiedades coligativas figuran el descenso de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y la presión osmótica. Las medidas de estas propiedades en una disolución acuosa diluida de un soluto no ionizado, como la urea o la glucosa, pueden permitir determinar con precisión las masas moleculares relativas. En el caso de solutos ionizados, las medidas pueden llevar a una estimación del porcentaje de ionización que tiene lugar. Las modificaciones debidas a solutos gaseosos son despreciables.
PRESION DE VAPOR
La presión de vapor de un liquido depende de la facilidad con la cual las moléculas puedenescapar de la superficie del mismo.La relación entre la presión de vapor de la disolución y la del solvente esta dada por lasiguiente relación, conocida como “ LEY DE RAOULT “.
ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN
( soluto no volátil y no disociable)El punto de ebullición de una disolución es la temperatura a la cual su presión de vapor igualala presión atmosférica.
Kb = Constante de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica. Depende delsolvente y su valor se encuentra
Kb = Constante de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica. Depende delsolvente y su valor se encuentra
DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN
Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, el punto de congelación de éste disminuye.Pto. Cong. solución <>
PRESIÓN OSMÓTICA
La presión osmótica (π) de una disolución es la presión que se requiere para detener laosmosis del disolvente puro hacía una disolución. La presión osmótica de una disolución estadada por:
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 de 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 
La presión osmótica (π) de una disolución es la presión que se requiere para detener laosmosis del disolvente puro hacía una disolución. La presión osmótica de una disolución estadada por:
Agua
El agua es el liquido más común de la superficie de la superficie terrestre, también es el principal componente en peso de todos los seres vivos (aproximadamente el 70% de su peso total); ya que el agua es el componente más abundante de la célula.La estructura de la molécula de agua esta formada por 2 átomos de hidrogeno y un átomo de oxígeno que se mantienen unidos por enlaces covalentes (se forma cuando 2 átomos comparten electrones, el cual es un enlace muy fuerte).
El agua es una molécula polar ya que tiene partes o áreas con propiedades contrastantes u opuestas, como cargas positivas y cargas negativas; de las cuales formarán enlaces débiles.
Estos enlaces, en los que se unen un átomo de hidrógeno con carga positiva débil que forma parte de otra molécula, con un átomo de oxígeno (ó N ó F) que posé una carga negativa débil y que pertenece a otra molécula, se le conoce como “puente de hidrogeno” o “enlace de hidrogeno”.
Los puentes de hidrogeno determinan muchas propiedades del agua como son:
Calor específico: el agua contribuye a estabilizar la temperatura del organismo en función de su elevado calor específico.
Cohesión: fuerza implicada en mantener la unión de moléculas de la misma sustancia.
Tensión superficial: resistencia a la penetración de la superficie de un líquido causado por la cohesión de sus moléculas (como por ejemplo el mercurio). Ayuda para el transporte del agua.
Conductividad térmica: el agua influye en la termorregulación corporal, al conducir fácilmente el calor y por tanto iguala con rapidez la temperatura de todos los sectores del medio interno y de las células.
Capilaridad: la acción capilar es la elevación espontánea de un liquido dentro de un tubo angosto, Esta acción es resultado de las fuerzas de cohesión dentro del líquido y de las fuerzas de adhesión entre el líquido y las paredes del recipiente. Si las fuerzas entre el líquido y el recipiente son mayores que las que hay dentro del líquido del mismo, éste subirá por las paredes del recipiente.
Constante dieléctrica: por tener moléculas polares las cuales se disponen alrededor de los grupos polares del soluto, es decir el soluto queda rodeado de moléculas de agua; este fenómeno se denomina solvatación iónica.
Propiedades físicas del agua
BIBLIOGRAFÍA Hein Morris. (1997), Fundamentos de Química. International Thomson Editores, México, pp 289-299.
domingo, 4 de octubre de 2009
bibliografias:
1.http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/soluciones.htmhttp://www.scribd.com/doc/13763538/UNIDADESQUIMICAS1?autodown=pdf
2.http://www.elergonomista.com/biologia/biofisica12.html
1.http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/soluciones.htmhttp://www.scribd.com/doc/13763538/UNIDADESQUIMICAS1?autodown=pdf
2.http://www.elergonomista.com/biologia/biofisica12.html
Solución
Soluciones
Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :
1. Su composición química es variable.
2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.Los factores que afectan la solubilidad son:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional
Soluciones electrolíticas.
Se llaman soluciones electrolíticas a todas aquellas en las que el soluto se
encuentra disuelto en el solvente formando IONES. En una solución de NaCl, KCl
o Na2SO4 no hay ni una sola molécula de cloruro de sodio, cloruro de potasio o
sulfato de sodio. Así:
NaCl Na++ Cl-
KCl K+ + Cl-
Na2SO4 Na++ Na++ SO4
Al ver esto, cabe preguntarse por qué el NaCl se disocia en 2 partículas tan
elementales como el Cl- y el Na+, el KCl también en 2 iones, mientras que el
Na2SO4 se disocia dando, por un lado, 2 iones sodio y, por el otro, un RADICAL
sulfato, que tiene 1 azufre y 4 oxígenos. La respuesta vendrá de la comprensión de
qué es una DlSOCIACION y cómo ésta se relaciona con los TIPOS DE ENLACE
que hay entre las distintas partes de una molécula y con las propiedades o
NATURALEZA DEL AGUA.
- Disociación electrolítica
Los iones, que están ya preformados en la sal, aun en su forma cristalina, se
disocian al entrar en solución siempre y cuando haya alguna fuerza que pueda
romper sus enlaces. Pero tenemos que desviarnos un momento e ir a ver:
a) ¿Qué es un enlace electroestático?
b) ¿Qué es un enlace covalente?
c) ¿Por qué el agua es una sustancia polar?
- Tipos de enlaces
Consideramos primero el caso del SODIO. Su ATOMO forma fácilmente
uniones o enlaces con otro átomos o conjunto de átomos y tiene una
configuración electrónica como muestra la tabla 1.IV. Hay 2 electrones en el nivel
K, 6 en el nivel L y 1 en el nivel M. En la medida que en su núcleo hay 11 protones,
el átomo resulta NEUTRO.
Los GASES NOBLES, como el ARGON, XENON, etc., por su parte, son
químicamente inertes, ya que no forman uniones o enlaces con otros átomos.
¿Oué es lo que diferencia al sodio de estos elementos? En la tabla 1.V se puede
ver que los gases nobles tienen una distribución electrónica muy particular, en la
que todos, salvo el Helio, tienen 8 electrones en la última capa o nivel.
Los gases nobles se IONIZAN, es decir, pierden o ganan electrones del último
nivel, con mucha dificultad y se ha atribuido esta propiedad a los ocho electrones
periféricos, por lo que se dice que "el octeto está completo" y el elemento no
puede combinarse.
Para que el SODIO pueda cumplir con esta LEY DEL OCTETO deberá perder el
único electrón tiene en su última capa (M) y como la capa más interior (L) tiene 8
electrones, se habrá alcanzado la "cifra estabilizadora". Con 10 electrones en las
órbitas, el ATOMO SODIO es ahora el ion SODIO (Na+).
- Enlace iónico o electrovalente
El sodio y el cloruro forman fácilmente una SAL, la de cloruro de sodio, en Ia
medida en que uno ha "cedido" 1 electrón y el otro lo ha "aceptado",
convirtiéndose en los iones correspondientes. El C- y el Na+ permanecerán unidos
por atracción electroestática, formando un ENLACE lONICO o ENLACE
ELECTROVALENTE.
En el estado sólido, el NaCl forma un cristal. La estructura cristalina le ha hecho perder movilidad al ion Na+y al ion Cl-y, en esteestado, a pesar de haber iones positivos y negativos, el cloruro de sodio conducemuy mal la corriente eléctrica. Esto se debe a que no hay CARGAS ELECTRICASLIBRES. Si, ahora, el NaCl es fundido o, más fácilmente, se DISUELVE en agua,
los iones Na+y Cl- , con sus CARGAS, quedan libres y la corriente eléctrica es
conducida con mayor facilidad.
Este tipo de soluciones, formadas por iones y que conducen la corriente eléctrica
son las llamadas SOLUCIONES ELECTROLITICAS.
Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.
La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :
1. Su composición química es variable.
2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.
3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.Los factores que afectan la solubilidad son:
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional
Soluciones electrolíticas.
Se llaman soluciones electrolíticas a todas aquellas en las que el soluto se
encuentra disuelto en el solvente formando IONES. En una solución de NaCl, KCl
o Na2SO4 no hay ni una sola molécula de cloruro de sodio, cloruro de potasio o
sulfato de sodio. Así:
NaCl Na++ Cl-
KCl K+ + Cl-
Na2SO4 Na++ Na++ SO4
Al ver esto, cabe preguntarse por qué el NaCl se disocia en 2 partículas tan
elementales como el Cl- y el Na+, el KCl también en 2 iones, mientras que el
Na2SO4 se disocia dando, por un lado, 2 iones sodio y, por el otro, un RADICAL
sulfato, que tiene 1 azufre y 4 oxígenos. La respuesta vendrá de la comprensión de
qué es una DlSOCIACION y cómo ésta se relaciona con los TIPOS DE ENLACE
que hay entre las distintas partes de una molécula y con las propiedades o
NATURALEZA DEL AGUA.
- Disociación electrolítica
Los iones, que están ya preformados en la sal, aun en su forma cristalina, se
disocian al entrar en solución siempre y cuando haya alguna fuerza que pueda
romper sus enlaces. Pero tenemos que desviarnos un momento e ir a ver:
a) ¿Qué es un enlace electroestático?
b) ¿Qué es un enlace covalente?
c) ¿Por qué el agua es una sustancia polar?
- Tipos de enlaces
Consideramos primero el caso del SODIO. Su ATOMO forma fácilmente
uniones o enlaces con otro átomos o conjunto de átomos y tiene una
configuración electrónica como muestra la tabla 1.IV. Hay 2 electrones en el nivel
K, 6 en el nivel L y 1 en el nivel M. En la medida que en su núcleo hay 11 protones,
el átomo resulta NEUTRO.
Los GASES NOBLES, como el ARGON, XENON, etc., por su parte, son
químicamente inertes, ya que no forman uniones o enlaces con otros átomos.
¿Oué es lo que diferencia al sodio de estos elementos? En la tabla 1.V se puede
ver que los gases nobles tienen una distribución electrónica muy particular, en la
que todos, salvo el Helio, tienen 8 electrones en la última capa o nivel.
Los gases nobles se IONIZAN, es decir, pierden o ganan electrones del último
nivel, con mucha dificultad y se ha atribuido esta propiedad a los ocho electrones
periféricos, por lo que se dice que "el octeto está completo" y el elemento no
puede combinarse.
Para que el SODIO pueda cumplir con esta LEY DEL OCTETO deberá perder el
único electrón tiene en su última capa (M) y como la capa más interior (L) tiene 8
electrones, se habrá alcanzado la "cifra estabilizadora". Con 10 electrones en las
órbitas, el ATOMO SODIO es ahora el ion SODIO (Na+).
- Enlace iónico o electrovalente
El sodio y el cloruro forman fácilmente una SAL, la de cloruro de sodio, en Ia
medida en que uno ha "cedido" 1 electrón y el otro lo ha "aceptado",
convirtiéndose en los iones correspondientes. El C- y el Na+ permanecerán unidos
por atracción electroestática, formando un ENLACE lONICO o ENLACE
ELECTROVALENTE.
En el estado sólido, el NaCl forma un cristal. La estructura cristalina le ha hecho perder movilidad al ion Na+y al ion Cl-y, en esteestado, a pesar de haber iones positivos y negativos, el cloruro de sodio conducemuy mal la corriente eléctrica. Esto se debe a que no hay CARGAS ELECTRICASLIBRES. Si, ahora, el NaCl es fundido o, más fácilmente, se DISUELVE en agua,
los iones Na+y Cl- , con sus CARGAS, quedan libres y la corriente eléctrica es
conducida con mayor facilidad.
Este tipo de soluciones, formadas por iones y que conducen la corriente eléctrica
son las llamadas SOLUCIONES ELECTROLITICAS.
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