Propiedades coligativas de las soluciones
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PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES. Profesor : Hernán Soto Nilo. Propiedades Coligativas Corresponde a los cambios físicos que experimenta el solvente de una solución, cuando se disuelve en el un soluto.

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Propiedades coligativas de las soluciones

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

Profesor : Hernán Soto Nilo


  • Propiedades Coligativas

    Corresponde a los cambios físicos que experimenta el solvente de una solución, cuando se disuelve en el un soluto.

    Las expresiones matemáticas asociadas a estos cambios se efectúan con facilidad cuando la concentración del soluto se expresa en unidades de Molalidad.

    Molalidad =


Las cuatro propiedades coligativas más importantes son :

  • Disminución de la presión de vapor del solvente

  • Aumento ebulloscópico

  • Descenso crioscópico

  • Presión Osmótica


Diagrama del punto triple del agua
Diagrama del Punto Triple del agua

  • En el diagrama del agua, podemos visualizar claramente las 3 primeras propiedades



Descenso de la presi n de vapor
Descenso de la Presión de Vapor

Tal como lo vimos en clases anteriores, el descenso en la presión de vapor del solvente, cuando este forma una solución, se basa en la ley de Raoult.

“La presión parcial de un disolvente en una solución p1, está dada por la presión del disolvente puro p1º, multiplicada por la fracción molar del solvente en la solución”

p1 = p1º x1

Como la propiedad es función del soluto disuelto, refiramos la ecuación anterior al soluto

p1 = p1º x1 = p1º · (1-x2) = p1º- p1º· x2

p1 – p1º = - p1º x2

P1º- p1 = p1º X2

X2 = p / p1º


Ejemplo :

Calcular la presión de vapor de una solución ideal, que se forma al agregar 1 mol de urea CO(NH2)2 en 24 moles de agua, si la presión de vapor del agua pura a 25 ºC es de 23,87 mm Hg.

X2 = n2 / ( n1 + n2 ) = (1 / 25) = 0,04

X1 = 1 – X2 = 1 – 0,04 = 0,96

p1 = p1º X1 = 23,87 x 0,96 =22,9 mm Hg


Elevaci n ebullosc pica
Elevación Ebulloscópica

  • Se define como Punto de Ebullición la temperatura a la cual la presión de vapor de la solución se homologa a la presión ambiental que rodea al líquido

  • De acuerdo con la teoría, al disolver un soluto en el solvente, se origina un aumento en la temperatura de ebullición.

  • La elevación ebulloscópica Te = Ke x m

    • Ke = Cte ebulloscópica

    • m = molalidad del soluto

    • Ke = R x Te2 / (1000 x Le)

    • Te = temperatura absoluta de ebullición

    • R Cte de los gases = 2 cal / mol

    • Le = Calor Latente = 540 cal/ g (para el caso del agua)

      Ke = 2 (cal/mol) * (373,16 ºK)2 / (1000 gr x 540 cal/gr =0,51 ( ºC/molal)




Resolver el siguiente problema:

Una disolución contiene 0,604 g de Naftaleno (C10H8) en 20 g de cloroformo. La solución hierve a 61,2 ºC.El cloroformo hierve a 62,11ºC. Encontrar:

a.- La Cte molal del punto de ebullición

b.- El calor Latente de ebullición, por cada gramo de cloroformo.

Te = Ke x m2 = 0,235 * Ke = (62,11- 61,2) =0,91

a.- Ke = 3,87 (ºC/molal)

b.-

Le = 58 (cal/gr)


Descenso criosc pico
Descenso Crioscópico

  • Las moléculas de un líquido estarán más cerca entre ellas, cuando más baja sea la temperatura.

  • El punto de congelación corresponde a la temperatura a la cual las fuerzas de atracción molecular alcanza el valor necesario para efectuar el cambio de fase, a presión cte. Por lo tanto, a estas condiciones se encuentraran en equilibrio el estado sólido y el estado líquido.

  • Tc = Kc x m2

    • Tc = Descenso criocópico

    • Kc = Cte molal del descenso criocópico

    • m2 = Molalidad del soluto



Problema
Problema

  • Se disuelven 5 g de Urea CO(NH2)2 (M =60 g/mol) en 125 g de agua. Hallar el punto de congelación de la solución si la cte molal es de 1,86 (ºC/molal)

  • m = = 0,667 molal

  • Tc = Kc · m2 = 1,86 x0,667 molal = 1,24 ºC

  • Tc =( Tf – T i) = 1.24

  • Como el descenso implica negativo , la solución congelará a -1,24 ºC


Presi n osm tica
Presión Osmótica

  • Corresponde al paso de solvente puro a través de una membrana semipermeable.


El estudio sistemático de la presión osmótica lo realizó Van`Hoff y experimentalmente determinó que la presión osmótica  = c RT



  • T esperado = Ke · m y solvato, ya que la sacarosa no ioniza. Sin embargo, un mol de NaCl en solución acuosa genera: un mol de iones Na

  • T experimental = i · Ke · m

    Van`t Hoff encontró que el aumento o descenso de las temperaturas congelación o de ebullición de un cierto solvente en solución, tenía un efecto mayor al esperado, como se muestra en la siguiente tabla:


En el caso del NaCL el factor i de van´t Hoff solvato, ya que la sacarosa no ioniza. Sin embargo, un mol de NaCl en solución acuosa genera: un mol de iones Na

i = ( 3,72 / 1,86) = 2

significa que hay dos especies iónicas en solución.

Problema :

Una solución acuosa 0,1 molal de HCl tiene un punto de congelación de – 0,372 ºC y otra solución de HF también 0,1 molal tiene un punto de congelación de -0,281. Calcular el factor i de van`t Hoff para ambas soluciones

i HCl = (T exp/ T esperado) = (0,372/ 1,86 · 0,1) = 2

i HF = (T exp/ T esperado) = 0,281 / 1,86 · 0,1 ) = 1,5


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