Propiedades de las disoluciones

|| Principal || Cursos || 

Índice

||1|| Introducción ||2|| Solubilidad ||3|| Las soluciones electrolíticas y la conductividad ||4|| Factores que afectan a la solubilidad ||5|| Solubilidad molecular ||6|| Modelo matemático de la solubilidad ||7|| La solución ideal y el factor de van't Hoff ||8|| La ley de Henry ||9|| Presiones de vapor

||10|| La ley de Raoult ||11|| Diagramas de fase ||12|| Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico ||13|| Propiedades coligativas de la atmósfera ||14|| Ósmosis ||15|| Coloides Referencias bibliográficas Ejercicios resueltos

Portada

1. Introducción

Regresar al Indice

¡Hace frío ahí fuera! Ya sea al norte o al sur del mundo donde los días del invierno son muy cortos. Los niños acuden en masa a la televisión con la esperanza de escuchar que habrá un día de nieve; los pasillos de pan y leche en las tiendas de comestibles están vacíos debido a una inminente tormenta de nieve; y los camiones utilitarios están rociando sal o agua salada en las carreteras.

Esta sal es muy similar a la sal que tienes en la mesa; es el mismo cloruro de sodio, NaCl. Hay algunas mezclas patentadas que contienen otras sales, como cloruro de potasio (KCl) y cloruro de magnesio (MgCl), pero no se usan con tanta frecuencia.

La sal de carretera no es tan pura como la que usa en sus alimentos; tiene un color gris pardusco, principalmente debido a la contaminación mineral. Someter el medio ambiente a esta sal a través de la escorrentía puede tener algunas consecuencias no deseadas, incluidos efectos negativos en las plantas, los animales acuáticos y los humedales.

Pero es una forma barata y eficaz de proteger las carreteras del hielo debido a un principio científico simple: la depresión del punto de congelación de las soluciones con respecto al solvente puro. El punto de congelación del agua pura, la temperatura a la que se convierte en hielo, es de 0°C. Entonces, si hay nieve, aguanieve o lluvia helada y el suelo está a 0 °C o más frío, se formará hielo sólido en las calles y aceras, el cual es bastante resbaladizo.

Sin embargo, si el agua se mezcla con sal, la temperatura de congelación de la solución es inferior a 0 °C. La sal impide la capacidad de las moléculas de agua para formar cristales de hielo sólidos. El grado de depresión del punto de congelación depende de qué tan salada sea la solución.

Este es solo uno de las múltiples usos prácticos que poseen las propiedades coligativas, o propiedades de las disoluciones en las que las interacciones soluto-solvente-ambiente generan propiedades que no se pueden predecir solo de sumar dos sustancias matemáticamente.

(1.1) Jacobus Henricus van 't Hoff

Jacobus Henricus van 't Hoff (1852-1911) fue un químico holandés conocido por sus contribuciones al campo de la termodinámica química y la estereoquímica. En 1901, se convirtió en el primer laureado del Premio Nobel de Química por su trabajo en la comprensión de las leyes fundamentales que rigen las reacciones químicas. También fue uno de los fundadores de la química física y su trabajo influyó en el desarrollo de la química orgánica moderna.

Contexto social

Jacobus Henricus van 't Hoff nació en Rotterdam, Países Bajos, en 1852. En su época, los Países Bajos eran una monarquía constitucional y se encontraban en una época de expansión económica y colonial. El país también experimentó un período de agitación política y social, con el surgimiento de movimientos socialistas y anarquistas.

En términos religiosos, la mayoría de la población de los Países Bajos era protestante, aunque también había una importante comunidad católica y un creciente número de personas que se declaraban agnósticas o ateas. La libertad religiosa estaba garantizada por la Constitución.

En el ámbito cultural, la época de van 't Hoff fue marcada por el surgimiento de nuevas corrientes artísticas y literarias, como el impresionismo y el naturalismo. También hubo avances significativos en la ciencia y la tecnología, con la invención del teléfono y la luz eléctrica, y el descubrimiento de la radioactividad.

En cuanto a la educación, van 't Hoff recibió una educación liberal y progresista en la Universidad de Leiden, una de las universidades más antiguas y prestigiosas de Europa. Allí estudió química, física y matemáticas, y se unió a una sociedad de estudiantes progresista que promovía la igualdad y la justicia social.

Infancia

Jacobus Henricus van 't Hoff nació en Rotterdam, Países Bajos, el 30 de agosto de 1852, en el seno de una familia modesta. Su padre era farmacéutico y su familia tuvo dificultades financieras después de que él falleció. Fue el tercero de los cinco hijos de su padre, un médico y cirujano, y de su madre, quien provenía de una familia de comerciantes.

Desde temprana edad, van 't Hoff mostró un gran interés por la ciencia y la naturaleza, pasando largas horas en la biblioteca de su padre leyendo libros sobre física, química y matemáticas. A los 16 años, ingresó a la Universidad de Leiden para estudiar química, donde se destacó por su talento y dedicación.

A pesar de su origen acomodado, van 't Hoff también mostró un fuerte compromiso social y político desde joven, y se unió a una sociedad de estudiantes progresista que abogaba por la justicia social y la igualdad de oportunidades. Este compromiso social se reflejó más tarde en su trabajo científico, donde buscó aplicar sus conocimientos para mejorar la vida de las personas y la sociedad en general.

Logros

Jacobus Henricus van 't Hoff recibió una educación de calidad, asistiendo a la Escuela Secundaria Erasmiana en Rotterdam y luego a la Universidad de Leiden, donde se graduó en química en 1874. Durante sus estudios en Leiden, van 't Hoff se interesó por la termodinámica química, una nueva área de investigación que se centraba en el estudio de las reacciones químicas en términos de la energía y la entropía.

Uno de los principales logros científicos de van 't Hoff fue la formulación de las leyes fundamentales de la termodinámica química, que establecen que la energía se conserva y que la entropía de un sistema cerrado siempre aumenta. Además, van 't Hoff también es conocido por su trabajo en la estereoquímica, que se centró en la relación entre la estructura tridimensional de las moléculas y sus propiedades químicas.

En 1875, van 't Hoff publicó su tesis doctoral, que presentaba un nuevo enfoque para el estudio de la termodinámica química. Este enfoque se basaba en la idea de que las moléculas de una sustancia se comportan como si fueran partículas independientes, lo que le permitió derivar una serie de ecuaciones matemáticas que describían las propiedades termodinámicas de las sustancias en función de su composición y temperatura.

En 1887, van 't Hoff publicó otro trabajo importante, en el que estableció la teoría de la disociación electrolítica, que explicaba cómo ciertas sustancias se disuelven en agua para formar iones cargados eléctricamente. Esta teoría es considerada como uno de los fundamentos de la química moderna y tuvo un impacto significativo en la comprensión de la electroquímica y la química inorgánica.

Por sus contribuciones a la química, van 't Hoff recibió el Premio Nobel de Química en 1901, convirtiéndose en el primer laureado de esta categoría.

Controversias

Jacobus Henricus van 't Hoff formó parte de una comunidad científica vibrante y en constante evolución en la segunda mitad del siglo XIX. En su juventud, van 't Hoff se unió a una sociedad de estudiantes progresista en la Universidad de Leiden, donde conoció a otros jóvenes científicos y académicos que compartían sus intereses y compromiso social.

Durante sus estudios de posgrado, van 't Hoff trabajó en estrecha colaboración con su profesor, el químico y físico holandés Kamerlingh Onnes, quien también estaba interesado en la termodinámica química. Juntos, realizaron experimentos y formularon nuevas teorías para explicar los fenómenos observados en las reacciones químicas.

Van 't Hoff también estableció relaciones colaborativas con otros científicos de la época, incluyendo al químico sueco Svante Arrhenius y el físico alemán Wilhelm Ostwald, quienes compartían su interés en la termodinámica y la estereoquímica.

Sin embargo, la comunidad científica no estuvo exenta de opositores a las ideas de van 't Hoff. En particular, algunos de sus colegas en Alemania y Francia criticaron su teoría de la disociación electrolítica, argumentando que no era suficientemente sólida desde un punto de vista teórico. A pesar de esto, van 't Hoff siguió adelante con sus investigaciones, trabajando para refinar y mejorar sus teorías y defendiéndolas con perseverancia y tenacidad ante la crítica científica.

Reconocimientos

Jacobus Henricus van 't Hoff recibió varios reconocimientos durante su vida por su destacada contribución a la ciencia. En 1888, fue elegido miembro de la Academia Real de Artes y Ciencias de los Países Bajos, y en 1896 fue nombrado profesor de química en la Universidad de Berlín.

En 1901, van 't Hoff fue galardonado con el Premio Nobel de Química "en reconocimiento a su descubrimiento de las leyes de la dinámica química y la presión osmótica en las soluciones", convirtiéndose en el primer laureado de esta categoría.

Además de su trabajo en la ciencia, van 't Hoff también recibió títulos de nobleza por su servicio a la corona holandesa. En 1905, fue nombrado caballero en la Orden del León Neerlandés, y en 1911, fue elevado a la nobleza y recibió el título de barón.

Después de su muerte en 1911, van 't Hoff fue recordado y honrado en varias ocasiones por la comunidad científica. En 1922, se creó la Medalla van 't Hoff de la Sociedad Química Alemana, que se otorga cada dos años a un químico que haya hecho contribuciones sobresalientes en el campo de la química teórica.

Además, en 2011, se celebró el centenario de la muerte de van 't Hoff, con numerosos eventos y homenajes en todo el mundo para recordar su legado y contribuciones a la ciencia. En su ciudad natal, Rotterdam, se inauguró una estatua en su honor y la Universidad de Utrecht organizó una conferencia internacional en su memoria.

Por qué es importante para nosotros?

El trabajo de Jacobus Henricus van 't Hoff ha tenido un impacto significativo en nuestra vida cotidiana, especialmente en el campo de la química y la biología. Su descubrimiento de las leyes de la dinámica química y la presión osmótica en las soluciones ha permitido el desarrollo de muchos productos y procesos químicos que usamos en nuestra vida diaria.

Por ejemplo, la industria farmacéutica utiliza los principios de la termodinámica química que van 't Hoff estableció para diseñar y producir medicamentos más efectivos y seguros. También, la presión osmótica se utiliza en la fabricación de productos alimenticios, como el jugo concentrado, la leche en polvo y la cerveza.

Además, su trabajo en la estereoquímica ha permitido una mejor comprensión de la estructura molecular de los compuestos químicos, lo que ha llevado a avances en la síntesis de materiales y el diseño de nuevos productos, como las fibras sintéticas y los polímeros utilizados en la producción de plásticos.

En resumen, el trabajo de Jacobus Henricus van 't Hoff ha tenido un impacto duradero en la ciencia y la tecnología, y ha sido fundamental para el desarrollo de muchos productos y procesos químicos que usamos en nuestra vida cotidiana.

¿Qué debemos aprender de el?

Jacobus Henricus van 't Hoff fue un ejemplo de perseverancia y dedicación en su vida profesional. A pesar de las limitaciones que enfrentó debido a su origen modesto y su educación inicial limitada, nunca dejó de buscar el conocimiento y desarrollar sus habilidades en el campo de la química.

Su trabajo en la estereoquímica y la termodinámica química tuvo un impacto significativo en la ciencia y la tecnología, y sus descubrimientos y teorías sentaron las bases para muchos avances en campos como la farmacología, la alimentación y la producción de materiales.

De la vida de van 't Hoff podemos aprender la importancia de la dedicación y la perseverancia en la consecución de nuestros objetivos. También podemos aprender a no dejarnos limitar por nuestras circunstancias iniciales y a buscar siempre nuevas oportunidades para aprender y crecer.

Además, su legado nos recuerda la importancia de la investigación y la innovación en la resolución de problemas y en la mejora de la calidad de vida de las personas. Nos inspira a seguir explorando y descubriendo nuevas teorías y tecnologías que puedan tener un impacto positivo en el mundo.

En resumen, la vida de Jacobus Henricus van 't Hoff es un recordatorio de la importancia de la perseverancia, la dedicación y la innovación en la consecución de nuestros objetivos, y de cómo el trabajo duro y la pasión pueden llevar a avances significativos en la ciencia y la tecnología que pueden tener un impacto duradero en nuestra vida cotidiana.

2. Solubilidad

Regresar al Indice

La solubilidad es la propiedad de una sustancia química sólida, líquida o gaseosa llamada soluto para disolverse en un solvente sólido, líquido o gaseoso. Las interacciones entre el soluto y el disolvente determinarán si se formará una solución. Inicialmente, se necesita energía para separar las partículas en el soluto y las partículas de disolvente. Entonces se libera energía cuando las partículas de soluto se mueven entre las partículas de disolvente para formar una solución. Sin embargo, debe haber atracciones entre el soluto y las partículas de disolvente para proporcionar la energía para la separación inicial. Estas atracciones se producen cuando el soluto y el disolvente tienen polaridades similares. La expresión "lo semejante disuelve lo semejante" es una manera de decir que las polaridades de un soluto y un disolvente deben ser similares para que una solución se forme. En ausencia de interacciones moleculares atractivas entre un soluto y un disolvente, no se forma una solución.

Figura 2.1. Representación estándar de una solución con diferentes grados de saturación. La figura tiene un problema y es que no diferencia claramente la solución insaturada de la saturada, ya que ese concepto es matemático.

El término solubilidad se utiliza para describir la cantidad de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de disolvente. Muchos factores, como el tipo de soluto, el tipo de disolvente y la temperatura, afectan a la solubilidad de un soluto. La solubilidad, usualmente expresada en gramos de soluto en 100 g de disolvente, pero puede expresarse en cualquiera de las unidades de concentración como molaridad, molalidad o porcentaje en masa y, es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse a cierta temperatura.

(2.1) Nivel de saturación

El nivel de saturación indica el punto crítico por el cual decimos si un sólido soluble deja de serlo.

Solución saturada

Matemáticamente la podemos modelar como que la masa de soluto m(i) es igual que la masa máxima m(max) que puede aguantar una determinada cantidad de solvente. La solución insaturada es homogénea.

En la analogía macroscópica la idea es que todos los pasajeros van sentados, pero no hay cupos. Cualitativamente, las soluciones saturadas e insaturadas pueden verse de manera semejante a menos que el soluto presente algún tipo de pigmento visible como la Figura 2.1, sin embargo, en soluciones comunes como sal en agua o azúcar en agua, las soluciones saturadas e insaturadas no pueden distinguirse por cualidades visibles, aunque si cambiarán en cualidades organolépticas como el sabor.

Solución no saturada o insaturada

Matemáticamente la podemos modelar como que la masa de soluto m(i) es menor que la masa máxima m(max) que puede aguantar una determinada cantidad de solvente. La solución insaturada es homogénea. Una analogía macroscópica consiste en que el solvente es un bus con una determinada cantidad de cupos, y el soluto son los pasajeros. En una solución insaturada hay más cupos que pasajeros. 

Solución sobresaturada

Matemáticamente la podemos modelar como que la masa de soluto m(i) es mayor que la masa máxima m(max) que puede aguantar una determinada cantidad de solvente. La solución sobresaturada es heterogénea ya que la masa que no aguanta el solvente se separa espontáneamente del líquido, ya sea en fase sólida “como precipitado”, o en fase gaseosa “atmósfera sobre el líquido”.

Básicamente en términos cualitativos solo la solución sobresaturada se distingue ya que tendrá precipitado, mientras que en las otras dos lo que se observa es el solvente como si no estuviera mezclado con otras cosas. Sin embargo, una solución sobresaturada puede aparentar ser homogénea.

Algunos solutos, como el acetato de sodio, no se recristalizan fácilmente. Suponga que se prepara una solución exactamente saturada de acetato de sodio a 50 ° C. A medida que vuelve a enfriarse a temperatura ambiente, no aparecen cristales en la solución, aunque la solubilidad del acetato de sodio es menor a temperatura ambiente. Una solución supersaturada es una solución que contiene más de la cantidad máxima de soluto que se puede disolver a una temperatura determinada. La recristalización del exceso de soluto disuelto en una solución sobresaturada puede iniciarse mediante la adición de un diminuto cristal de soluto, llamado cristal semilla. El cristal semilla proporciona un sitio de nucleación en el que el exceso de cristales disueltos puede comenzar a crecer. La recristalización en una solución sobresaturada suele ser muy rápida.

La medida en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza de ambas sustancias. También depende de la temperatura y, al menos para los gases, de la presión.

(2.2) Interacciones soluto (i) y solvente (j)

La tendencia natural de las sustancias a mezclarse y las diversas interacciones entre las partículas de soluto y disolvente están implicadas en la determinación de las solubilidades. Sin embargo, a menudo se puede obtener información sobre las variaciones en la solubilidad centrándose en la interacción entre el soluto y el disolvente.

Las solubilidades de varios gases en agua aumentan al aumentar la masa de sus moléculas. Las fuerzas de atracción entre las moléculas de gas y las moléculas de disolvente son principalmente fuerzas de dispersión, que aumentan al aumentar el tamaño y la masa molecular. Por lo tanto, los datos indican que las solubilidades de los gases en el agua aumentan a medida que aumenta la atracción entre el soluto (gas) y el solvente (agua). En general, cuando otros factores son comparables, cuanto más fuertes son las atracciones entre las moléculas de soluto y disolvente, mayor es la solubilidad del soluto en ese disolvente.

Soluto polar en solvente polar

Debido a las favorables atracciones dipolo-dipolo entre las moléculas de solvente y las moléculas de soluto, los líquidos polares tienden a disolverse en solventes polares. El agua es polar y puede formar enlaces de hidrógeno. Por lo tanto, las moléculas polares, especialmente aquellas que pueden formar enlaces de hidrógeno con moléculas de agua, tienden a ser solubles en agua. Por ejemplo, la acetona, una molécula polar, se mezcla en todas las proporciones con agua. La acetona tiene un enlace C=O fuertemente polar y pares de electrones no enlazados en el átomo de O que pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua. Esto nos lleva a una regla que siguen básicamente todas las sustancias orgánicas, y es que entre mayor cantidad de oxígenos y entre más desnudos estén estos oxígenos, más solubles van a hacer las sustancias orgánicas en agua.

Soluto apolar y solvente polar

Los líquidos que se mezclan en todas las proporciones, como la acetona y el agua, son miscibles, mientras que los que no se disuelven entre sí son inmiscibles. La gasolina, que es una mezcla de hidrocarburos, es inmiscible con agua, y por ende forma una mezcla heterogénea. Los hidrocarburos son sustancias apolares debido a varios factores: los enlaces C - C no son polares, los enlaces C - H son casi no polares y las moléculas son lo suficientemente simétricas como para cancelar gran parte de los dipolos débiles del enlace C - H. La atracción entre las moléculas de agua polares y las moléculas de hidrocarburos no polares no es lo suficientemente fuerte como para permitir la formación de una solución. De hecho, podemos visualizar el proceso como si la red de puentes de hidrógeno del agua excluyera activamente a todas aquellas moléculas incapaces de realizar enlaces de hidrógeno.

Muchos compuestos orgánicos tienen grupos polares unidos a una estructura no polar de átomos de carbono e hidrógeno. Por ejemplo, la serie de compuestos orgánicos de la Tabla 2.1 contienen todos el grupo OH polar.

Tabla 2.1. Solubilidades de algunos alcoholes en agua y en hexano. Las solubilidades se expresan en mol de alcohol / 100 g de disolvente a 20 ° C.

Los compuestos orgánicos con esta característica molecular se denominan alcoholes. El enlace O - H puede formar enlaces de hidrógeno. Por ejemplo, las moléculas de etanol CH₃CH₂OH pueden formar enlaces de hidrógeno con moléculas de agua y entre sí. Como resultado, las fuerzas soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-solvente no son muy diferentes en una mezcla de CH₃CH₂OH y H₂O. No se produce ningún cambio importante en los entornos de las moléculas a medida que se mezclan. Por lo tanto, el aumento de entropía cuando los componentes se mezclan juega un papel importante en la formación de la solución, y el etanol es completamente miscible con agua.

El número de átomos de carbono en un alcohol afecta su solubilidad en agua. A medida que aumenta este número de carbonos, el grupo OH polar se convierte en una parte aún más pequeña de la molécula y la molécula se comporta más como un hidrocarburo. La solubilidad del alcohol en agua disminuye correspondientemente. Por otro lado, la solubilidad de los alcoholes en un disolvente apolar como el hexano C₆H₁₄ aumenta a medida que se alarga la cadena de hidrocarburos apolares.

Una forma de mejorar la solubilidad de una sustancia en agua es aumentar el número de grupos polares que contiene la sustancia. Por ejemplo, aumentar el número de grupos OH en un soluto aumenta el grado de enlace de hidrógeno entre ese soluto y el agua, aumentando así la solubilidad. La glucosa C₆H₁₂O₆, tiene cinco grupos OH en una estructura de seis carbonos, lo que hace que la molécula sea muy soluble en agua: 830 g se disuelven en 1,00 L de agua a 17,5 ° C. Por el contrario, el ciclohexano C₆H₁₂, que tiene una estructura similar a la glucosa pero con todos los grupos OH reemplazados por H, es esencialmente insoluble en agua (solo 55 mg de ciclohexano pueden disolverse en 1,00 L de agua a 25 ° C).

Una regla de solubilidad cualitativa simple

A lo largo de años de estudio, el examen de diferentes combinaciones de solvente-soluto ha llevado a una importante generalización: las sustancias con fuerzas de atracción intermoleculares similares tienden a ser solubles entre sí. Esta generalización a menudo se expresa simplemente como "lo similar se disuelve como lo similar". Es más probable que las sustancias no polares sean solubles en disolventes no polares; Es más probable que los solutos iónicos y polares sean solubles en disolventes polares. Los sólidos de la red, como el diamante y el cuarzo, no son solubles en disolventes polares o apolares debido a la fuerte unión dentro del sólido.

Las vitaminas y la grasa

Las vitaminas tienen estructuras químicas únicas que afectan sus solubilidades en diferentes partes del cuerpo humano. La vitamina C y las vitaminas B son solubles en agua, por ejemplo, mientras que las vitaminas A, D, E y K son solubles en disolventes no polares y en tejido graso (que es apolar). Debido a su solubilidad en agua, las vitaminas B y C no se almacenan en un grado apreciable en el cuerpo, por lo que los alimentos que contienen estas vitaminas deben incluirse en la dieta diaria. Por el contrario, las vitaminas liposolubles se almacenan en cantidades suficientes para evitar que aparezcan enfermedades por deficiencia de vitaminas incluso después de que una persona haya subsistido durante un largo período con una dieta deficiente en vitaminas.

Figura 2.2.   Modelos moleculares de las estructuras de la vitamina A y la vitamina C.

Que algunas vitaminas sean solubles en agua y otras no se puede explicar en términos de sus estructuras. Observe en la Figura 2 que la vitamina A (retinol) es un alcohol con una cadena de carbono muy larga. Dado que el grupo OH es una parte tan pequeña de la molécula, la molécula se parece a los alcoholes de cadena larga que se enumeran en la Tabla 2.1. Esta vitamina es casi no polar. Por el contrario, la molécula de vitamina C es más pequeña y tiene varios grupos OH que pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua, algo parecido a la glucosa.

3. Las soluciones electrolíticas y la conductividad

Regresar al Indice

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia presente en mayor cantidad se suele llamar solvente y las otras sustancias se denominan solutos; se dice que están disueltos en el disolvente. Cuando se disuelve una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl) en una gran cantidad de agua, por ejemplo, el agua es el solvente y el cloruro de sodio es el soluto.

(3.1) Electrolitos

Desde pequeños aprendemos a no llevar aparatos eléctricos a la bañera para no electrocutarnos. Esa es una lección útil porque la mayor parte del agua que encontramos en la vida diaria es conductora de electricidad por estar impura. El agua pura, sin embargo, es un conductor de electricidad muy pobre. La conductividad del agua del baño se origina en las sustancias disueltas en el agua, no en el agua en sí.

No todas las sustancias que se disuelven en agua hacen que la solución resultante sea conductora. Los experimentos muestran que algunas soluciones conducen la electricidad mejor que otras. Imagine, por ejemplo, preparar dos soluciones acuosas: una disolviendo una cucharadita de sal de mesa (cloruro de sodio) en una taza de agua y la otra disolviendo una cucharadita de azúcar de mesa (sacarosa) en una taza de agua).

Figura 3.1.   La finalización de un circuito eléctrico con un electrolito enciende la luz.

Ambas soluciones son transparentes e incoloras, pero poseen conductividades eléctricas muy diferentes: la solución salina es un buen conductor de electricidad, lo cual podemos ver al encender la bombilla. Para que la bombilla de la Figura 3.1 se encienda, debe haber una corriente eléctrica (es decir, un flujo de partículas cargadas eléctricamente) entre los dos electrodos sumergidos en la solución. La conductividad del agua pura no es suficiente para completar el circuito eléctrico y encender la bombilla. La situación cambiaría si los iones estuvieran presentes en la solución, porque los iones llevan carga eléctrica de un electrodo a otro, completando el circuito. Por tanto, la conductividad de las soluciones de NaCl indica la presencia de iones. La falta de conductividad de las soluciones de sacarosa indica la ausencia de iones. Cuando el NaCl se disuelve en agua, la solución contiene iones Na(+) y Cl(-), cada uno rodeado por moléculas de agua. Cuando la sacarosa C₁₂H₂₂O₁₁ se disuelve en agua, la solución contiene solo moléculas de sacarosa neutras rodeadas por moléculas de agua.

Una sustancia como el NaCl cuyas soluciones acuosas contienen iones se llama electrolito. Una sustancia (como el C₁₂H₂₂O₁₁ que no forma iones en solución se denomina no electrolito. Las diferentes clasificaciones de NaCl y C₁₂H₂₂O₁₁ surgen en gran medida porque el NaCl es un compuesto iónico, mientras que el C₁₂H₂₂O₁₁ es un compuesto molecular. Adicionalmente, algunas sales son solo conductoras a medias, o débiles en comparación con otras, de allí que reciben el nombre de electrolitos débiles.

(3.2) Como se disuelven los compuestos en agua

El NaCl sólido consiste en una disposición ordenada de iones Na(+) y Cl(-). Cuando el NaCl se disuelve en agua, cada ion se separa de la estructura sólida y se dispersa por toda la solución. El sólido iónico se disocia en sus iones componentes a medida que se disuelve.

 

Figura 3.2.  Modelo del sólido cristalino que forman los iones sodio(1+) y cloruro(1-)

Figura 3.3.   Cuando un compuesto iónico, como el cloruro de sodio, NaCl, se disuelve en agua, las moléculas de H₂O separan, rodean y dispersan uniformemente los iones en el líquido.

El agua es un disolvente muy eficaz para los compuestos iónicos. Aunque el H₂O es una molécula eléctricamente neutra, el átomo de O es rico en electrones y tiene una carga negativa parcial, mientras que cada átomo de H tiene una carga positiva parcial.

La letra griega minúscula delta δ se usa para denotar carga parcial: una carga parcial negativa se denota δ^- (“delta menos”), y una carga parcial positiva se denota por δ⁺ (“delta más”). Los cationes son atraídos por el extremo negativo de H₂O y los aniones son atraídos por el extremo positivo.

A medida que se disuelve un compuesto iónico, los iones quedan rodeados por moléculas de H₂O, como se muestra en la Figura 5., se dice que los iones están solvatados cuando quedan rodeados completamente. En ecuaciones químicas, denotamos iones solvatados escribiéndolos como Na⁺(aq) y Cl^-(aq), donde aq es una abreviatura de "acuoso". La solvatación ayuda a estabilizar los iones en solución y evita que los cationes y aniones se recombinen. Además, debido a que los iones y sus capas de las moléculas de agua circundantes pueden moverse libremente, los iones se dispersan uniformemente por toda la solución.

Por lo general, podemos predecir la naturaleza de los iones en una solución de un compuesto iónico a partir del nombre químico de la sustancia. El sulfato de sodio (Na₂SO₄), por ejemplo, se disocia en iones de sodio Na⁺ e iones de sulfato SO₄^2-.

 

Figura 3.4.   Las sustancias moleculares que se disuelven en agua, como el metanol, CH₃OH, suelen hacerlo sin formar iones. Podemos pensar en el metanol en el agua como una simple mezcla de dos especies moleculares. Tanto en (a) como en (b) las moléculas de agua se han separado para que las partículas de soluto puedan verse claramente.

Cuando un compuesto molecular como la sacarosa o el metanol Figura 3.4 se disuelve en agua, la solución generalmente consta de moléculas intactas dispersas por toda la solución. En consecuencia, la mayoría de los compuestos moleculares no son electrolitos. Algunas sustancias moleculares tienen soluciones acuosas que contienen iones. Los ácidos son las más importantes de estas soluciones. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno HCl(g) se disuelve en agua para formar ácido clorhídrico, HCl (aq), la molécula se ioniza; es decir, se disocia en iones H⁺(aq) y Cl^-(aq).

(3.3) Electrolitos fuertes y débiles

Los electrolitos difieren en la medida en que conducen la electricidad. Los electrolitos fuertes son aquellos solutos que existen en solución completa o casi completamente como iones. Básicamente, todos los compuestos iónicos solubles en agua (como el NaCl) y algunos compuestos moleculares (como el HCl) son electrolitos fuertes. Los electrolitos débiles son aquellos solutos que existen en solución principalmente en forma de moléculas neutras con solo una pequeña fracción en forma de iones. Por ejemplo, en una solución de ácido acético CH₃COOH, la mayor parte del soluto está presente como moléculas de CH₃COOH(aq). Sólo una pequeña fracción (alrededor del 1%) del CH₃COOH se ha disociado en iones H⁺(aq) y CH₃COO^-(aq).

Debemos tener cuidado de no confundir la medida en que un electrolito se disuelve (su solubilidad) con si es fuerte o débil, y para evitar esta confusión, podemos modelarlo como dos reacciones químicas encadenadas y ben equilibrio.

En la primera reacción que va del sólido al acuoso tenemos la solubilización, mientras que, en la segunda reacción, del acuoso a los iones, tenemos la ionización.

Las medias flechas que apuntan en direcciones opuestas significan que la reacción es significativa en ambas direcciones, aunque eso depende de la sustancia y las condiciones físicas como la temperatura. El equilibrio entre estos procesos opuestos determina el número relativo de iones y moléculas neutras. Este equilibrio produce un estado de equilibrio químico en el que los números relativos de cada tipo de ion o molécula en la reacción son constantes en el tiempo. Los químicos usan medias flechas que apuntan en direcciones opuestas para representar reacciones que van tanto hacia adelante como hacia atrás para lograr el equilibrio, como la ionización de electrolitos débiles.

Por el contrario, una sola flecha de reacción se utiliza para reacciones que avanzan en gran medida, como la ionización de electrolitos fuertes. Debido a que el HCl es un electrolito fuerte, escribimos la ecuación para la ionización del HCl como

La flecha → indica que una vez se han formado los iones, no debe haber HCl medible en la solución.

(3.4) Saturación de electrolitos y conductividad

Aunque formalmente la conductividad eléctrica no se considera una propiedad coligativa, su comportamiento sigue las características de estas, es decir, una casi linealidad a bajas concentraciones y una desviación de esto a altas concentraciones, además de ser un concepto que ha aparecido en las pruebas de estado colombianas varias veces, así que vale la pena introducir el concepto.

La conductividad (o conductancia específica) de una solución de electrolito es una medida de su capacidad para conducir electricidad, cosa que ya vimos en el experimento de los bombillos (Figura 3.1). La unidad de conductividad SI es Siemens por metro (S/m).  Lo que no nos explican en el experimento de los bombillos es que la concentración de todos los electrolitos empleada en dicho experimento es baja, pues si aumentáramos mucho la concentración, de por ejemplo un electrolito fuerte, la bombilla no se encendería.

Figura 3.5.   Curva de conductividad contra concentración.  Efecto de la concentración sobre la conductividad, la cual es directamente proporcional a bajas concentraciones, e inversamente proporcional a altas concentraciones. Esta tendencia puede no ser extraña, las propiedades coligativas se modelan linealmente a bajas c oncentraciones.

Las mediciones de conductividad se utilizan de forma rutinaria en muchas aplicaciones industriales y ambientales como una forma rápida, económica y confiable de medir el contenido iónico en una solución. Por ejemplo, la medición de la conductividad del producto es una forma típica de monitorear y mejorar continuamente el rendimiento de los sistemas de purificación de agua. Por ende, la conductividad es una propiedad casi exclusiva de las disoluciones con electrolitos fuertes o débiles, mientras que un no electrolito manifiesta 0 conductividad.

Sin embargo, la conductividad tiene un giro, aunque inicialmente son proporcionales, a mayor concentración de iones, mayor conductividad, cuando se alcanza cierto umbral de concentración, la relación se hace inversamente proporcional, así a concentraciones muy altas, la conductividad disminuye. La gráfica generada tiene forma de montaña y aunque sus valores difieren de soluto a soluto Figura 3.5. Ese es otro detalle que la conductividad comparte con las propiedades coligativas, en general los modelos que hacemos de estas solo funcionan para rangos de concentración bajos, es decir, solutos altamente diluidos, pues a mayores concentraciones ocurren desviaciones de lo esperado.

La principal razón por la cual la conductividad no se considera una propiedad coligativa es que estas no solo dependen de la concentración, sino también de las propiedades químicas de la sustancia. Por ejemplo, aunque los no electrolitos si poseen propiedades coligativas que dependen de su cantidad de sustancia, estos tendrán nulas conductividades.

4. Factores que afectan a la solubilidad

Regresar al Indice

Dado que el agua el solvente universal, asumiremos que el solvente que estamos discutiendo es siempre el agua, a menos que se diga otra cosa.

(4.1) Solubilidad del estado sólido

Este término se usa a menudo en el campo de la metalurgia para referirse al grado en que un elemento de aleación se disolverá en el metal base sin formar una fase separada. El solvus o línea de solubilidad (o curva) es la línea (o líneas) en un diagrama de fase que da los límites de adición de soluto. Es decir, las líneas muestran la cantidad máxima de un componente que se puede agregar a otro componente y aún estar en una solución sólida o aleación. En la estructura cristalina del sólido, el elemento 'soluto' puede ocupar el lugar de la matriz dentro de la red (una posición de sustitución; por ejemplo, cromo en hierro) u ocupar un lugar en un espacio entre los puntos de la red (una posición intersticial; por ejemplo, carbono en hierro). En la fabricación microelectrónica, la solubilidad en sólidos se refiere a la concentración máxima de impurezas que se pueden colocar en el sustrato.

No solo los metales son capaces de formar soluciones sólidas, también lo pueden hacer ciertos sólidos iónicos con agua molecular para formar sustancias nuevas, llamados compuestos hidratados. En química, un hidrato es un compuesto que absorbe las moléculas de agua de su entorno y las incluye como parte de su estructura molecular. Las moléculas de agua permanecen intactas dentro del compuesto o se rompen parcialmente en sus elementos. Tres categorías principales de hidratos son hidratos inorgánicos, hidratos orgánicos e hidratos de gas (o clatrato). Un ejemplo de esto es el sulfato de cobre pentahidratado CuSO₄∙5H2O. En este caso también tenemos un límite para la solubilidad dictado por la estequiometria de la hidratación.

(4.2) Solubilidad del estado líquido y del estado gaseoso.

Depende exclusivamente de la solubilidad intrínseca de un soluto, pero cuando se dice que un líquido es soluble en agua, significa que es soluble en cualquier proporción, no hay límites o fronteras de solubilidad crítica.

Con el estado gaseoso ni siquiera existe el concepto de no solubles, en este caso la solubilidad intrínseca del gas es irrelevante, ya que las moléculas están tan separadas que la identidad o propiedad química del gas afecta poco a la posibilidad de mezcla unos con otros, en otras palabras, todos los gases pueden mezclarse y formar una mezcla homogénea.

(4.3) Solubilidad intrínseca del soluto

Existen solutos que de plano no se solubilizan nunca en un solvente determinado, algunas veces esto puede predecirse fácilmente como en los sólidos moleculares, pero en otras es difícil de tener una regla clara como en los sólidos iónicos.

Sustancias moleculares

La mayoría de las sustancias moleculares son insolubles (o solo muy escasamente solubles) en agua. Aquellos que se disuelven a menudo reaccionan con el agua, o son capaces de formar enlaces de hidrógeno con el agua. En este caso podemos tener moléculas semejantes entre sí, como el metano CH₄, el metanol CH₃OH y el amoníaco NH₃ con diferentes grados de solubilidad.

El metano es un gas a temperatura ambiente, por lo que sus moléculas ya están separadas, el agua no necesita separarlas entre sí. El problema son los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. Si el metano se disolviera, tendría que abrirse camino entre las moléculas de agua y así romper los enlaces de hidrógeno. Eso cuesta una cantidad razonable de energía. Las únicas atracciones posibles entre las moléculas. de metano y agua son las fuerzas Van der Waals, mucho más débiles, y no se libera mucha energía cuando se configuran. Simplemente no es energéticamente rentable para que el metano y el agua se mezclen.

Por el contrario, cuando el metano reemplaza uno de sus hidrógenos por un grupo OH, el oxígeno crea puentes de hidrógeno entre sí, provocando la atracción de las moléculas del gas, hasta colapsar en un líquido, adicionalmente, el oxígeno puede hacer puentes de hidrógeno con el agua, por lo que se solubiliza con ella en cualquier proporción. El amoníaco tiene la capacidad de formar puentes de hidrógeno. Cuando los puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua se rompen, pueden reemplazarse por enlaces equivalentes entre las moléculas de agua y amoníaco. Parte del amoníaco también reacciona con el agua para producir iones de amonio y iones de hidróxido.

Figura 4.1.   Efecto de los oxígenos en la solubilidad de moléculas orgánicas. (A)  El hexano C₆H₁₄ es una sustancia molecular que no forma puentes de hidrógeno, es un líquido a temperatura ambiente. (B)  El fucitol “hexan-1,2,3,4,5-pentol” C₆H₉(OH)₅ es una sustancia molecular que es capaz de formar puentes de hidrógeno.

Las moléculas más grandes siguen el mismo principio de solubilidad: La molécula es insoluble si carece de oxígenos en su estructura o no se ioniza espontáneamente. Como se ilustra en la figura anterior, la solubilidad cambia de insoluble a soluble en agua mediante la adición de grupos que con tienen oxígenos, a más oxígenos más soluble es la sustancia, los azúcares son muy solubles ya que tienen muchos oxígenos. En contraposición, las sustancias líquidas no solubles en agua pueden solubilizar sustancias moleculares que tampoco son solubles en agua, a estas sustancias las denominamos apolares, pues carecen de oxígenos con cargas negativas.

Sustancias iónicas

Los sólidos iónicos interactúan más difícilmente con el agua, y algunas de estas sales nunca se solubilizan normalmente, las que si lo hacen solo lo pueden hacer en cantidades pequeñas que dependen principalmente de la temperatura. Dado lo anterior, una misma cantidad de agua puede soportar una mayor masa de azúcar que de sal.

Las sales insolubles son compuestos iónicos que son insolubles en agua: la sal continúa existiendo como un sólido en lugar de disolverse en el líquido. En la escala atómica, la red iónica de una sal insoluble permanece intacta; La red iónica no se rompe para permitir que los iones de sal estén rodeados por moléculas de agua y formen una solución. Si se forma una sal insoluble por la reacción de sustancias solubles en agua y se sale de la solución, lo llamamos un precipitado por reacción. Un ejemplo típico de precipitado por reacción es la síntesis del cloruro de plata, una sal que una vez formada no se solubiliza ni se ioniza, por lo que se agrega en una red iónica en el agua Ag⁺(aq)+Cl^—(aq)→AgCl(s).

Figura 4.2.   Curva de solubilidad sustancia molecular vs iónica. Solubilidad de la sacarosa o azúcar de mesa “sólido molecular” con respecto a la sal de mesa “sólido iónico” indica que, los sólidos iónicos son menos solubles en agua, y que la solubilidad se afecta con la temperatura.

Por la alta insolubilidad del cloruro de plata, se usa en laboratorios de química analítica tanto en el análisis gravimétrico como en el análisis volumétrico de la cantidad de plata de una muestra. Las sales solubles por el contrario si se ionizan y solubilizan, como cuando una sal como el cloruro de sodio (sal de mesa) se disuelve en agua, su red iónica se separa para que los iones de sodio y cloruro individuales se disuelvan (NaCl_(s)→Na⁺_(aq)+Cl^-_(aq)).

En la práctica, muchas sales que se describen como insolubles en realidad se ionizan ligeramente en agua, liberando iones en la solución, los cuales retornar al sólido en un equilibrio iónico. En este punto se dice que la solución está saturada. En casos simples, donde no hay iones comunes o equilibrios competitivos, las concentraciones de iones dependen solo de la constante de equilibrio para la sal en particular. Cuando hablamos de equilibrios de solubilidad, siempre escribimos el equilibrio con el sólido a la izquierda. Por ejemplo (Ba(IO₃)_2(s)→Ba²⁺_(aq)+2IO₃^-_(aq)).

Reglas de solubilidad para los sólidos iónicos en agua

(a) Las sales que contienen elementos del Grupo I son solubles (Li⁺, Na⁺, K⁺, Cs⁺, Rb⁺). Las excepciones a esta regla son raras. Las sales que contienen el ion amonio (NH₄⁺) también son solubles.

(b) Las sales que contienen ion nitrato (NO₃^-) son generalmente solubles.

(c) Las sales que contienen halógenos (Cl^-, Br^-, I^-) son generalmente solubles. Las excepciones importantes a esta regla son las sales de haluro de plata I, plomo II y mercurio I. Por lo tanto, AgCl, PbBr­₂ y Hg₂Cl₂ son todos insolubles.

(d) La mayoría de las sales de plata son insolubles. AgNO₃ y Ag(C₂H₃O₂) son sales solubles de plata comunes; prácticamente cualquier otra cosa es insoluble.

(e) La mayoría de las sales de sulfato son solubles. Las excepciones importantes a esta regla incluyen BaSO₄, PbSO₄, Ag₂SO₄ y SrSO₄.

(f) La mayoría los hidróxidos son solo ligeramente solubles, excepto las de uso común que son las del grupo I, el hidróxido de sodio es extremadamente soluble. Los hidróxidos de los elementos del Grupo II (Ca, Sr y Ba) son ligeramente solubles. Las sales de hidróxido de metales de transición y Al³⁺ son insolubles. Por lo tanto, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, Co(OH)₂ no son solubles.

(g) La mayoría de los sulfuros de metales de transición son altamente insolubles. Por lo tanto, CdS, FeS, ZnS, Ag₂S son todos insolubles. El arsénico, el antimonio, el bismuto y los sulfuros de plomo también son insolubles.

(h) Los carbonatos son frecuentemente insolubles. Los carbonatos del grupo II (Ca, Sr y Ba) son insolubles. Algunos otros carbonatos insolubles incluyen FeCO₃ y PbCO₃.

(i) Los cromatos son frecuentemente insolubles. Ejemplos: PbCrO₄, BaCrO₄.

(j) Los fosfatos son frecuentemente insolubles. Ejemplos: Ca₃(PO₄)₂, Ag₃PO₄.

(k) Los fluoruros son frecuentemente insolubles. Ejemplos: BaF₂, MgF₂, PbF₂.

5. Solubilidad molecular

Regresar al Indice

Hablamos bastante de las interacciones moleculares en la unidad de enlace químico, así que por el momento para términos prácticos solo nos enfocaremos en las interacciones debidas a momentos de polaridad, ya sea permanentes en las moléculas iónicas como el cloruro de sodio o momentáneas con tendencia a un átomo muy electronegativo como en la molécula de agua; estas interacciones polares fuertes se contraponen a interacciones no polares que aumentar su fuerza en la medida que la molécula se hace más grande.

Figura 5.1.   Pasos para la formación de una solución. Para que una disolución homogénea se forme deben involucrarse tres cambios energéticos, uno para el soluto, otro para el solvente y el tercero para la mezcla.

Estas definiciones se basaban en una muestra elemental pura, por ejemplo, un gas como en helio posee muy pocas interacciones ya que es una molécula de un solo átomo neutral, sin embargo, ahora debemos tener en cuenta lo que sucede en una mezcla.

Tres tipos de interacciones intermoleculares están implicadas en la formación de la solución:

(a) Las interacciones soluto-soluto, la unión entre las partículas de un mismo tipo deben ser superadas para dispersar las partículas del soluto a través del solvente;

(b) Las interacciones solvente-solvente, la unión entre las partículas de disolvente deben superarse para dejar espacio para las partículas de soluto en el disolvente;

(c) Las interacciones solvente-soluto, estas solo se dan cuando las partículas se mezclan de manera solubilizada.

Lo anterior se resume con la siguiente idea, los dos componentes puros poseen un orden molecular que debe romperse para poder mezclarse. Para que el proceso sea espontáneo el estado energético final debe ser menor que el de los dos miembros de la solución por separado.

La medida en que una sustancia puede disolverse en otra depende de las magnitudes relativas de estos tres tipos de interacciones, aunque existen técnicas heurísticas que permiten evaluar con rapidez la probable solubilidad de dos sustancias. Las soluciones se forman cuando las magnitudes de las interacciones disolvente-soluto son comparables o mayores que las interacciones soluto-soluto y disolvente-disolvente. Por ejemplo, el heptano y el pentano se disuelven entre sí en todas las proporciones. Para esta discusión, podemos llamar arbitrariamente heptano el disolvente y pentano el soluto. Ambas sustancias son no polares y las magnitudes de las interacciones disolvente-soluto (fuerzas de dispersión atractivas) son comparables a las interacciones soluto-soluto y disolvente-disolvente. Por lo tanto, ninguna fuerza impide la mezcla, y la tendencia a mezclar (aumentar la entropía) hace que la solución se forme espontáneamente.

El cloruro de sodio sólido se disuelve fácilmente en agua debido a que las interacciones solvente-soluto entre las moléculas de agua y los iones son lo suficientemente fuertes como para superar las atractivas interacciones soluto-soluto entre los iones en el cloruro de sodio y las interacciones solvente-disolvente entre moléculas de agua. Cuando se agrega cloruro de sodio al agua, las moléculas de agua se orientan sobre la superficie de los cristales de cloruro de sodio con el extremo positivo del dipolo de agua orientado hacia los iones cloruro(1-) y el extremo negativo orientado hacia los iones sodio(1+). Estas atracciones de iones-dipolo son lo suficientemente fuertes para tirar de los iones de superficie lejos del sólido, superando así las interacciones soluto-soluto. Para que el sólido se disuelva, algunas interacciones solvente-disolvente también deben ser superadas para crear espacio para que los iones se "encajen" entre todas las moléculas de agua.

Una vez separados del sólido, los iones sodio(1+) y cloruro(1-) están rodeados por moléculas de agua. Las interacciones como ésta entre el soluto y las moléculas de disolvente se conocen como solvatación. Cuando el disolvente es agua, las interacciones se denominan hidratación.

Los procesos de disolución típicamente se acompañan de cambios en la entalpía. Por ejemplo, cuando NaCl se disuelve en agua, el proceso es ligeramente endotérmico, ΔH  = 3.9 kJ / mol. Podemos utilizar la ley de Hess para analizar cómo las interacciones soluto-soluto, solvente-disolvente y disolvente-disolvente influyen en la entalpía de la solución. Podemos imaginar que el proceso de solución tiene tres componentes, cada uno con un cambio de entalpia asociado: Un grupo de n partículas de solutos deben separarse entre sí ΔH_a, un grupo de m partículas disolventes separadas entre sí ΔH_b, y estas partículas de soluto y solvente mezclan ΔH_m.  De esta forma podemos obtener el cambio de entalpía final en términos de las entalpias de cada uno de los pasos independientes.

La separación de las partículas de soluto entre sí requiere siempre una entrada de energía para superar interacciones de atracción. El proceso es por lo tanto endotérmico ΔH_a > 0. Igualmente, la separación de moléculas de disolvente para acomodar al soluto siempre requiere energía ΔH_b > 0. El tercer componente, que surge de las interacciones atractivas entre las partículas de soluto y las partículas de disolvente, es siempre exotérmico ΔH_m < 0.

Los tres términos de entalpía en Eq 5.1 pueden agregarse juntos para dar una suma positiva o negativa, dependiendo de los números reales para el sistema considerado. Así, la formación de una solución puede ser exotérmica o endotérmica. Por ejemplo, cuando se añade sulfato de magnesio al agua, el proceso en solución es exotérmico: ΔH = - 91.2 kJ / mol. Por el contrario, la disolución del nitrato de amonio es endotérmica: ΔH = 26.4 kJ / mol. Estas sales particulares son los componentes principales en los paquetes de calor instantáneos y los paquetes de hielo usados para tratar lesiones atléticas. Los paquetes consisten en una bolsa de agua y la sal sólida sellada del agua, sulfato de magnesio para paquetes calientes y nitrato de amonio para paquetes fríos. Cuando se comprime el paquete, se rompe el sello que separa el sólido del agua y se forma una solución, aumentando o disminuyendo la temperatura.

El cambio de entalpía para un proceso puede proporcionar una visión en la medida en que el proceso se produce. Los procesos exotérmicos tienden a proceder espontáneamente. Por otro lado, si ΔH es demasiado endotérmico, el soluto podría no disolverse de forma significativa en el disolvente escogido. Por lo tanto, para que las soluciones se formen, la interacción disolvente-soluto debe ser lo suficientemente fuertes como para que ΔH_m sea comparable en magnitud a ΔH_a+ΔH_b. Este hecho explica además por qué los solutos iónicos no se disuelven en disolventes no polares. Las moléculas de disolvente no polar experimentan solamente interacciones atractivas débiles con los iones, y estas interacciones no compensan las energías requeridas para separar los iones entre sí.

Por un razonamiento similar, un soluto líquido polar, tal como agua, no se disuelve en un disolvente líquido no polar, tal como octano. Las moléculas de agua experimentan fuertes interacciones de enlace de hidrógeno entre sí, fuerzas atractivas que deben superarse si las moléculas de agua han de dispersarse a través del disolvente de octano. La energía necesaria para separar las moléculas de H₂O entre sí no se recupera en forma de interacciones atractivas entre las moléculas de H₂O y de octano.

6. Modelo matemático de la solubilidad

Regresar al Indice

En las secciones anteriores hemos descrito cualitativamente como ocurre y por qué ocurre el proceso de solubilización. En esta sección nos enfocaremos en cuánto de un determinado soluto puede diluirse en una determinada cantidad de solvente bajo ciertas condiciones de temperatura. Nos enfocaremos principalmente en la solubilidad de solutos sólidos en el agua, mediante el instrumento denominado curva de Solubilidad.

(6.1) Modelo general

La solubilidad puede modelarse como una verdadera ecuación química:

El equilibrio de la solubilidad representa el punto crítico en que una cantidad de solvente puede aguantar una cantidad de soluto acuoso, la reacción es reversible, y por ende esa cantidad cambia dependiendo de las condiciones del ambiente. Más allá de las consideraciones teóricas, la pregunta es ¿cómo resolvemos un problema de solubilidades? Y antes que esa, debemos plantearnos ¿en qué consiste un problema de equilibrio de solubilidades? Los problemas de equilibrio de solubilidades se pueden diferenciar en las siguientes acciones:

(a) Identificar la saturación del sistema.

(b) Identificar la masa máxima a las condiciones dadas.

(c) Identificar la masa faltante/sobrante.

De hecho, el modelo para resolver este problema será semejante al que emplearemos para los problemas de reactivo limitante en estequiometría. Para resolver esto, emplearemos la ecuación de avance de la reacción para un reactivo y para un producto, que es el modelo matemático general del equilibrio químico.

Figura 6.1.  Curvas de solubilidad de varias sales, dependiendo de la temperatura a 100 g de solvente.

Demostración. Empleando el concepto de avance de reacción, y asumiendo que la disolución puede modelarse como una verdadera reacción química, obtenga una fórmula para determinar la masa de soluto sólido que queda sin disolverse a una temperatura dada.

7. La solución ideal y el factor de van't Hoff

Regresar al Indice

Las propiedades coligativas de las soluciones son propiedades que dependen de la concentración de iones o moléculas de soluto, pero no de la identidad del soluto. Aunque esta es la definición clásica, la verdad es que la identidad del soluto muchas veces influye en la cantidad de iones liberados en una solución, ya sea porque al disociarse libera más equivalentes por cada mol que otros, o porque ingresa en equilibrio químico y por ende las cantidades liberadas literalmente dependen de su identidad. Por lo anterior, hay que destacar que, aunque se nos diga que la identidad química de la sustancia es un aspecto secundario, cuando creemos los modelos matemáticos veremos que si es importante.

La relación numérica entre el número de partículas de soluto con respecto al solvente o a la solución puede estar relacionada con las diversas unidades de concentración de una solución, por ejemplo, molaridad, molalidad, normalidad etc. La suposición de que las propiedades de la solución son independientes de la naturaleza de las partículas de soluto es exacta solo para soluciones ideales, y es aproximado para soluciones reales diluidas. En otras palabras, las propiedades coligativas son un conjunto de propiedades de la solución que pueden aproximarse razonablemente suponiendo que la solución es ideal.

Para una relación de masa soluto-disolvente dada, todas las propiedades coligativas son inversamente proporcionales a la masa molar del soluto.

La medición de propiedades coligativas para una solución diluida de un soluto no ionizado como urea o glucosa en agua u otro solvente puede conducir a determinaciones de masas molares relativas, tanto para moléculas pequeñas como para polímeros que no pueden estudiarse por otros medios. Alternativamente, las mediciones de solutos ionizados pueden llevar a una estimación del porcentaje de disociación que tiene lugar.

Las propiedades coligativas se estudian principalmente para soluciones diluidas, cuyo comportamiento puede aproximarse al de una solución ideal.

(7.1) La solución ideal

En química, una solución ideal o mezcla ideal es una solución en la que la fase gaseosa exhibe propiedades termodinámicas análogas a las de una mezcla de gases ideales (Felder, Rousseau, & Bullard, 2020). La entalpía de la mezcla es cero al igual que el cambio de volumen al mezclar por definición; cuanto más cercana a cero es la entalpía de mezcla, más "ideal" se vuelve el comportamiento de la solución. La presión de vapor de la solución obedece a la ley de Raoult o la ley de Henry (o ambas), y el coeficiente de actividad de cada componente (que mide la desviación de la idealidad) es igual a uno.

El concepto de solución ideal es fundamental para la termodinámica química y sus aplicaciones, como el uso de propiedades coligativas. La idealidad de las soluciones es análoga a la idealidad para los gases, con la importante diferencia de que las interacciones intermoleculares en los líquidos son fuertes y no pueden simplemente descuidarse como ocurre con los gases ideales. En cambio, asumimos que la fuerza media de las interacciones es la misma entre todas las moléculas de la solución “lo cual justifica la aplicación de modelos lineales”.

Si las moléculas de una solución son químicamente casi idénticas, por ejemplo, 1-butanol y 2-butanol, entonces la solución será casi ideal. Dado que las energías de interacción entre A y B son casi iguales, se deduce que hay un cambio de energía total (entalpía) muy pequeño cuando se mezclan las sustancias. Cuanto más diferente sea la naturaleza de A y B, más se espera que la solución se desvíe de la idealidad. Loanterior también se cumple si hay una poca cantidad de una sustancia diluida en otra, y por ende, las soluciones ideales son aquellas que se encontrarán a muy bajas concentraciones.

Las desviaciones de la idealidad se pueden describir mediante el uso de funciones de Margules o coeficientes de actividad. Un solo parámetro de Margules puede ser suficiente para describir las propiedades de la solución si las desviaciones de la idealidad son modestas; tales soluciones se denominan regulares. A diferencia de las soluciones ideales, donde los volúmenes son estrictamente aditivos y la mezcla siempre es completa, el volumen de una solución no ideal no es, en general, la simple suma de los volúmenes de los componentes líquidos puros y la solubilidad no está garantizada en el conjunto. rango de composición. Mediante la medición de densidades se puede determinar la actividad termodinámica de los componentes.

(7.2) Factor de van't Hoff

Aun cuando asumimos que una solución es ideal, aún nos queda el problema de la ionización y el número de partículas. El factor de van 't Hoff “i_i” (llamado así por el químico holandés Jacobus Henricus van' t Hoff) es una medida del efecto de la ionización de un soluto sobre las propiedades coligativas.

El factor de van't Hoff es la relación entre la concentración real de partículas producidas cuando la sustancia se disuelve y la concentración de una sustancia calculada a partir de su masa. Para la mayoría de los no electrolitos disueltos en agua, el factor van't Hoff es esencialmente 1.

Para la mayoría de los compuestos iónicos disueltos en agua, el factor van't Hoff es igual al número de iones discretos en una unidad de fórmula de la sustancia. Esto es cierto solo para las soluciones ideales, ya que ocasionalmente se produce un apareamiento de iones en la solución. En un instante dado, un pequeño porcentaje de los iones se emparejan y cuentan como una sola partícula. El apareamiento de iones ocurre hasta cierto punto en todas las soluciones de electrolitos. Esto hace que el factor de van't Hoff medido sea menor que el predicho en una solución ideal. La desviación del factor de van't Hoff tiende a ser mayor cuando los iones tienen cargas múltiples.

La buena noticia es que normalmente asumiremos factores de van't Hoff ideales, normalmente perteneciendo a no electrolitos. Por lo tanto, calcularemos el factor de van't Hoff como la suma de los coeficientes estequiométricos de los iones reactivos de un electrolito fuerte.

Por ejemplo, i = 2 para NaCl en agua, asumiendo una disociación completa de iones. Como resultado, esperamos que la elevación del punto de ebullición de una solución acuosa de NaCl de 1 molal sea dos veces más grande que la elevación del punto de ebullición de una solución de 1 molal de un no electrolito como la sacarosa. Por lo tanto, para predecir correctamente el efecto de un soluto en particular en la elevación del punto de ebullición (o cualquier otra propiedad coligativa), es importante saber si el soluto es un electrolito o un no electrolito.

(7.3) El verdadero factor de van't Hoff

Las propiedades coligativas de las soluciones dependen de la concentración total de partículas de soluto, independientemente de si las partículas son iones o moléculas. Por lo tanto, esperamos que una solución de NaCl de 0.100 molal tenga una depresión del punto de congelación de (2)(0.100 m)(1.86 °C/m) = 0.372 °C debido a que tomamos i = 2. Sin embargo, la depresión medida del punto de congelación es de solo 0.348 °C y la situación es similar para otros electrolitos fuertes. Una solución de 0.100 m de KCl, por ejemplo, se congela a -0.344 °C.

La diferencia entre las propiedades coligativas esperadas y observadas para electrolitos fuertes se debe a las atracciones electrostáticas entre iones. A medida que los iones se mueven en solución, los iones de carga opuesta chocan y se “pegan” durante breves instantes. Mientras están juntos, se comportan como una sola partícula llamada par de iones (Figura 7.1).  De este modo se reduce el número de partículas independientes, lo que provoca una reducción en la depresión del punto de congelación (así como en la elevación del punto de ebullición, reducción de la presión de vapor y presión osmótica).

Hemos supuesto que el factor de van't Hoff, es igual a la suma de coeficientes estequiométricos de un electrolito fuerte “Eq 7.1”. Sin embargo, el valor real (medido) de este factor viene dado por la relación entre el valor medido de una propiedad coligativa y el valor calculado cuando se supone que la sustancia no es un electrolito. Usando la depresión del punto de congelación, por ejemplo, tenemos:

El factor de van´t Hoff es igual al cociente que ocurre entre la depresión en la temperatura de fusión experimental ΔT(exp,fu)  sobre la depresión de la temperatura teórica de uno electrolito ΔT(no-elec,fu).

Figura 7.1.   Apareamiento de iones y propiedades coligativas. Una solución de NaCl contiene no solo iones de Na⁺(aq) y Cl^—(aq) separados, sino también pares de iones.

En ausencia de información sobre el valor real de i para una solución, usaremos el valor de la ecuación Eq 7.1. Los valores reales se encuentran consignados en tablas como las siguientes.

Tabla 7.1. Valores experimentales y teóricos del factor de van't Hoff para varias sustancias a 25°C.

En la Tabla 7.1., se observan dos tendencias, que muestran los factores de van’t Hoff medidos para varias sustancias en diferentes diluciones. Primero, la dilución afecta el valor de i para los electrolitos; cuanto más diluida la solución, más se acerca i al valor esperado basado en el número de iones en la unidad de fórmula. Por tanto, llegamos a la conclusión de que el grado de apareamiento de iones en las soluciones de electrolitos disminuye con la dilución, o lo que es lo mismo, una solución se comportará más idealmente mientras más diluida se encuentre. En segundo lugar, cuanto más bajas son las cargas de los iones, menos se aleja i del valor esperado porque la extensión del apareamiento de iones disminuye a medida que disminuyen las cargas iónicas. Ambas tendencias son consistentes con la electrostática simple: la fuerza de interacción entre partículas cargadas disminuye a medida que aumenta su separación y disminuyen sus cargas.

(7.4) Propiedades coligativas clásicas

Las propiedades coligativas incluyen disminución de la presión de vapor, elevación del punto de ebullición, depresión del punto de congelación y presión osmótica. Sin embargo, estas las veremos más adelante de manera más detallada.

8. La ley de Henry

Regresar al Indice

La solubilidad de la mayoría de los solutos sólidos, sean estos iónicos o moleculares, es mayor a medida que aumenta la temperatura, lo que significa que las soluciones normalmente pueden contener más soluto disuelto a mayor temperatura. Algunas sustancias muestran pocos cambios en la solubilidad a temperaturas más altas, y algunas son menos solubles al aumentar la temperatura. Por ejemplo, cuando agregas azúcar al té helado, puede formarse algo de azúcar sin disolver en el fondo del vaso. Pero si agrega azúcar al té caliente, se necesitan muchas cucharaditas de azúcar antes de que aparezca azúcar precipitado. El té caliente disuelve más azúcar que el té frío porque la solubilidad del azúcar es mucho mayor a una temperatura más alta.

Figura 8.1.   Efecto de la temperatura en la solubilidad de sólidos iónicos y gases. (Izquierda) Las curvas de solubilidad representan las relaciones entre la solubilidad y la temperatura de varios solutos sólidos comunes. (Derecha) Curvas de solubilidad de un gas, por lo general la solubilidad disminuye con el aumento de temperatura.

Cuando una solución saturada se enfría cuidadosamente, se convierte en una solución sobresaturada no cristalizada porque contiene más soluto de lo que permite la solubilidad, pero sin cristalización aparente. Dicha solución es inestable y si la solución se agita o si se añade un cristal de soluto, el exceso de soluto se recristalizará para generar una mezcla heterogénea. Los solutos iónicos solubles generalmente aumentan la solubilidad con la temperatura, pero existen excepciones a esta regla general.

(8.1) Efecto de la temperatura en la solubilidad de un gas

Por el contrario, la solubilidad de un gas en el agua disminuye a medida que aumenta. A temperaturas más altas, más moléculas de gas tienen la energía para escapar de la solución. Quizás has observado las burbujas que escapan de un refresco gaseoso frío mientras que calienta. A altas temperaturas, las botellas que contienen soluciones carbonatadas pueden estallar a medida que más moléculas de gas abandonan la solución e incrementan la presión del gas dentro de la botella. Los biólogos han encontrado que el aumento de las temperaturas en los ríos y lagos hacen que la cantidad de oxígeno disuelto disminuya hasta que el agua caliente ya no pueda mantener una comunidad biológica. Las plantas generadoras de electricidad deben tener sus propios estanques para usar con sus torres de enfriamiento para disminuir la amenaza de contaminación térmica en las vías navegables circundantes.

(8.2) Efecto de la presión en la solubilidad de un gas

La solubilidad de un gas es directamente proporcional a la cantidad parcial de este gas que empuja la superficie del líquido, a mayor presión, mayor gas será disuelto en el líquido. Esto se conoce como la ley de Henry.

Donde c_i es la concentración del gas i-ésimo en la fase líquida, P_i es la presión parcial del gas i-ésimo en la fase atmosférica, y k_H es una constante de proporcionalidad que dependerá del tipo de gas. Entonces, esto es realmente una simple relación entre la cantidad de gas que se disuelve en el líquido y la presión parcial del gas sobre la solución líquida. La constante en esa ecuación también se ve afectada por otros tres factores. El primero es la temperatura. Las constantes de la Ley de Henry son una función de las temperaturas. Si dejamos afuera un vaso de agua del grifo durante mucho tiempo, las burbujas se forman a medida que el agua se calienta a temperatura ambiente porque el aire disuelto en el agua es en realidad más soluble cuando el agua está más fría. También depende de qué gas se está disolviendo y qué disolvente o líquido se está utilizando.

(8.3) Deducción de la ley de Henry

La fórmula de la ley de Henry, al igual que la de la estequiometria básica, se encuentra imbuida en la ley general de los gases ideales en estado estático. Esto se debe precisamente a la condición subyacente de solución ideal, en la que una solución ideal posee las mismas propiedades que una mezcla de gases.

Demuestre la ley de Henry a partir de la ecuación de estado de los gases ideales.

(8.4) La constante de Henry

Con base a la deducción anterior podemos afirmar que la constante de Henry debería obedecer a:

La ecuación anterior es la que nos explica analíticamente porqué la solubilidad del gas disminuye con el aumento de temperatura. Dado que la solubilidad se da en unidades de concentración, a menor temperatura, el efecto de la presión será más alto y por consiguiente la concentración o solubilidad aumenta, pero a mayor temperatura pasa lo inverso, el efecto de la presión disminuye y la concentración será menor. El término (1/(R T)) se ajusta a una temperatura estándar, por lo que se convierte en una nueva constante, la constante de Henry.

Demostración. Realice un análisis dimensional para determinar las unidades de la constante de Henry, asumiendo que si se comportaran idealmente, la constante debería tener un valor de 1 / R T.

En consecuencia, el valor debería ser 0.041 mol atm^-1 L^-1. Sin embargo, a diferencia de un gas, dado que estamos hablando de volúmenes líquidos, hay desviaciones del comportamiento ideal que dependen del tipo de sustancia, así que la constante de Henry no es tan fácil como sacar el inverso de R T, hay que medirla experimentalmente para cada sustancia real (Tabla 8.1).

Tabla 8.1. Valores experimentales de la constante de Henry, así como el valor ideal.

Lo importante aquí es que, aunque las desviaciones del comportamiento ideal son notorias, el análisis dimensional es correcto, y, por ende, es posible deducir la ley de Henry para soluciones líquidas a partir de la ley de los gases ideales, aunque se trata de un modelo para gases.

(8.5) Ley de Henry para el estado dinámico

Al igual que sucede con los gases ideales, la ley de Henry tiene dos formas, la de estado estático que vimos en las secciones anteriores, y la de estado dinámico, que se obtiene igual que con los gases ideales, dividir la ley definida para el momento final, entre la misma ley definida para el momento inicial.

Demostración. Modifique la ley de Henry para poder emplearla en un cambio de estado.

Tenga en cuenta que la forma dinámica de la ley de Henry tiene un a propiedad particular, siempre y cuando las unidades de concentración sean iguales, estas se cancelan, y, por ende, esta aceptará cualquier unidad de concentración, no solo la molar.

Cualitativamente esperamos que la solubilidad de un gas aumente cuando aumenta la presión, el resultado indica que la solubilidad aumentó de manera directa al valor de la presión, por lo que conceptualmente el resultado tiene sentido dimensional.

(8.6) Equivalencia de concentraciones

Una característica interesante de la ley de Henry radica en que los cocientes de varias unidades de concentración son equivalentes.

Demostración. Demuestre porque es teóricamente posible emplear otras unidades de concentración distintas de la concentración molar en la ley de Henry.

(8.7) Aplicaciones de la ley de Henry

En este artículo, exploraremos algunas de las aplicaciones más interesantes y útiles de esta ley, desde la producción de bebidas carbonatadas hasta la purificación de gases.

El nitrógeno en la sangre y el buceo

La Ley de Henry explica por qué bucear con aire comprimido es peligroso; el nitrógeno constituye el 78 %del aire. Por lo tanto, si nos sumergimos con aire comprimido por un tiempo, el nitrógeno del tanque comienza a disolverse significativamente en nuestra sangre bajo el aumento de la presión del agua, nuestros pulmones no detonan debido a la presión del agua que evita su expansión. Sin embargo, volver a la superficie elimina rápidamente esa presión; cuando esto sucede muy rápido se forman pequeñas burbujas de nitrógeno en los pequeños vasos sanguíneos, debido a la disminución de su solubilidad, lo que literalmente los hace micro-explotar como pequeños globos en los tejidos capilares, en otras palabras, el tejido pulmonar es destruido. Para evitar la muerte, si esto ocurre, un buceador necesita llegar rápidamente a un hospital y ser resguardado en una cámara hiperbárica que aumenta la presión nuevamente para que se disuelvan las burbujas, y luego disminuya la presión lentamente para que el nitrógeno escape por la respiración sin problemas.

Efecto del flujo en una corriente de agua

La solubilidad de un gas también depende de la tensión superficial del agua, cando el agua está en calma se genera una barrera en la superficie que impide un flujo de gases hacia el interior del cuerpo de agua, pero cuando el agua está agitada, su superficie permite el ingreso de grandes cantidades de aire. La Ley de Henry nos dice que si ponemos agua pura en un frasco, el nitrógeno y el oxígeno del aire se disolverán en el agua en proporción a sus presiones parciales. Esto es importante para lagos, arroyos y otros reservorios de agua. 

Los peces y otras criaturas que viven en estos cuerpos de agua necesitan ciertos niveles de oxígeno y dióxido de carbono para sobrevivir. A medida que el agua se mueve y entra en contacto constante con el aire sobre la superficie, se mantiene un nivel de oxígeno superior al que habría si esta quieta, lo que permite que los peces sobrevivan. Sin embargo, en el océano, donde las profundidades del agua pueden estar a kilometros, solo el agua cerca de la superficie estará en contacto con el aire, mientras que el agua más abajo tendrá poco oxígeno disuelto y podrá soportar muy poca vida acuática. En una pecera, tenemos que usar un burbujeador para forzar suficiente oxígeno para disolverse en el agua para que ciertos tipos de peces tengan suficiente oxígeno para sobrevivir. En el mundo natural, los peces no necesitan burbujeantes, pues los movimientos naturales de ciertos cuerpos de agua permiten una mayor concentración del gas disuelto que lo que cabria esperarse por la ley de Henry únicamente.

La broma de la soda

Cuando se almacena agua con gas en una lata a una presión superior a la de la atmósfera, que fuerza a que el gas fluya hacia el líquido alcanzando un equilibrio. Este equilibrio puede alterarse en favor del líquido disminuyendo la temperatura y agitándola. Con estos tres actos habrá una cantidad alta de gas disuelto en el líquido. Si la botella se abre rápidamente, la presión disminuye abruptamente, la solubilidad del gas disminuye, y por ende gran cantidad pasa a fase gaseosa que buscará escapar del líquido. Esto no es problemático si hay pocas moléculas de gas, pero si hay bastantes, se genera el efecto de estampida, las burbujas de gas empujarán a las moléculas del líquido con ellas, aumentando el volumen del líquido, lo cual genera un derrame.

9. Presiones de vapor

Regresar al Indice

 La presión de vapor es un fenómeno que ocurre como la interacción de dos fases, una fase líquida y una fase gaseosa separadas por una tensión superficial que actúa como frontera o “membrana semipermeable”. El sistema nominalmente se define como cerrado, y las partículas que fluyen entre la fase líquida y la fase gaseosa son de solvente.

Figura 9.1.  Presión de vapor. (Izquierda) En un equilibrio simple tenemos que la velocidad de flujo entre las dos fases se iguala. (Derecha) Una solución tiene una presión de vapor diferente de la de un solvente o un soluto por separado.

La presión de vapor o presión de vapor en equilibrio se define como la presión ejercida por un vapor en equilibrio termodinámico con sus fases condensadas (sólido o líquido) a una temperatura dada en un sistema cerrado. La presión de vapor de equilibrio es una indicación de la velocidad de evaporación de un líquido. Se relaciona con la tendencia de las partículas a escapar del líquido (o un sólido). Una sustancia con una alta presión de vapor a temperaturas normales a menudo se conoce como volátil.

(9.1) La vaporización, evaporación y ebullición

La vaporización de un elemento o compuesto es una transición de fase de la fase líquida al vapor. Hay dos tipos de vaporización: evaporación y ebullición.

Figura 9.2.   Medición de la presión de vapor. En el montaje de la derecha el balón está en el vacío, por lo que no hay gases en su interior, y tenemos una jeringa con etanol líquido. Al adicional etanol, parte de su sustancia líquida cambia a gas a una temperatura inferior de la de ebullición hasta que se alcanza el equilibrio en el tercer momento.

La evaporación

La evaporación es una transición de fase de la fase líquida al vapor (un estado de la sustancia por debajo de la temperatura crítica y la presión crítica) que se produce a temperaturas por debajo de la temperatura de ebullición a una presión determinada. La evaporación usualmente ocurre en la superficie, donde las capas más externas se desligan de la tensión superficial y escapan a la atmósfera. La evaporación puede ocurrir cuando la presión parcial de vapor de una sustancia es menor que la presión de vapor de equilibrio.

La ebullición

La ebullición es una transición de fase de la fase líquida a la fase gaseosa que se produce a la temperatura de ebullición o por encima de ella. La ebullición, a diferencia de la evaporación, ocurre debajo de la superficie. La ebullición se produce cuando la presión de vapor de equilibrio de la sustancia es mayor o igual que la presión ambiental. Por este motivo, el punto de ebullición varía con la presión del ambiente. La evaporación es un fenómeno de la superficie, mientras que la ebullición es un fenómeno masivo.

Volatilidad

Aunque una sustancia no ebulla con un aumento leve de la temperatura, por debajo de su punto de ebullición, sus moléculas de todas formas vibrarán más, lo cual aumentará su grado de evaporación, esta es la causa de que las destilaciones jamás puedan obtener fracciones realmente puras, aun cuando las dos sustancias a separar tengan puntos de ebullición diferentes, la sustancia de menor punto de ebullición puede evaporar fracciones de sí.

Miremos cómo funciona la volatilidad con el siguiente ejemplo: La presión de vapor de un líquido es la presión que ejerce el vapor de ese líquido a una temperatura determinada. A 20°C se tienen iguales cantidades de cuatro líquidos P,Q,R,S cada uno en un recipiente cerrado conectado a un manómetro como se muestra en el siguiente dibujo. Organice los frascos de mayor a menor volatilidad.

Figura 9.3.  Medición de la volatilidad en un sistema de presión constante, en este caso, aunque técnicamente la presiones la misma, aquella sustancia más volátil será la que expanda el volumen de su microatmósfera a un mayor volumen.

Las presiones del vapor de cada una de las cuatro sustancias expanden el volumen de su atmósfera interna hasta que se igualan a la presión atmosférica externa, así que técnicamente las presiones en los cuatro frascos son de 1 atm. Sin embargo, si hiciéramos este experimento con un contenedor de atmósferas rígido podríamos decir que aquellas atmosferas que se expanden más tendrían mayor presión de vapor, por ende, el orden de presiones de vapor es: P_Q>P_S>P_P>P_R.

(9.2) Equilibrio de fases

Las moléculas pueden escapar de la superficie de un líquido a la fase gaseosa por evaporación. Supongamos que colocamos una cantidad de etanol CH₃CH₂OH en un recipiente cerrado y evacuado, como en la Figura 15. El etanol comienza a evaporarse rápidamente. Como resultado, aumenta la presión ejercida por el vapor en el espacio por encima del líquido. Al cabo de poco tiempo, la presión del vapor alcanza un valor constante, al que llamamos presión de vapor.

En cualquier momento, algunas de las moléculas de etanol en la superficie del líquido poseen suficiente energía cinética para superar las fuerzas atractivas de sus vecinos y, por lo tanto, escapar a la fase gaseosa. A cualquier temperatura particular, el movimiento de las moléculas de la fase líquida a la fase gaseosa continúa continuamente. Sin embargo, a medida que aumenta la cantidad de moléculas en fase gaseosa, aumenta la probabilidad de que una molécula en la fase gaseosa golpee la superficie del líquido y sea recapturada por el líquido, como se muestra en el matraz de la derecha en la Figura 15. Finalmente, la velocidad a la que las moléculas regresan al líquido es igual a la velocidad a la que escapan. El número de moléculas en la fase gaseosa alcanza un valor constante y la presión ejercida por el vapor se vuelve constante.

La condición en la que dos procesos opuestos ocurren simultáneamente a tasas iguales se llama equilibrio dinámico (o simplemente equilibrio). El equilibrio químico, es un tipo de equilibrio dinámico en el que los procesos opuestos son reacciones químicas. Un líquido y su vapor están en equilibrio dinámico cuando la evaporación y la condensación se producen a velocidades iguales. Puede parecer que no ocurre nada en el equilibrio porque no hay un cambio neto en el sistema. De hecho, sin embargo, muchas cosas suceden cuando las moléculas pasan continuamente del estado líquido al estado de gas y del estado de gas al estado líquido. La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su vapor cuando el líquido y el vapor están en equilibrio dinámico.

(9.3) Volatilidad y temperatura

Cuando ocurre la vaporización en un recipiente abierto, como cuando el agua se evapora de un charco, el vapor se separa del líquido. Poco, si lo hay, se recaptura en la superficie del líquido. El equilibrio nunca se produce, ya que el volumen del contenedor es todo el condenado Planeta Tierra, y el vapor continúa formándose hasta que el líquido se evapora a sequedad. Las sustancias con alta presión de vapor (como la gasolina) se evaporan más rápidamente que las sustancias con baja presión de vapor (como el aceite de motor). Se dice que los líquidos que se evaporan fácilmente son volátiles.

El agua caliente se evapora más rápidamente que el agua fría porque la presión de vapor aumenta al aumentar la temperatura. Para ver por qué esta afirmación es cierta, comenzamos con el hecho de que las moléculas de un líquido se mueven a varias velocidades, La Figura 9.4 muestra la distribución de las energías cinéticas de las moléculas en la superficie de un líquido a dos temperaturas. A medida que aumenta la temperatura, las moléculas se mueven con más energía y más de ellas pueden liberarse de sus vecinos y entrar en la fase gaseosa, lo que aumenta la presión de vapor.

Figura 9.4.   Energía cinética mínima para volatilización. Las moléculas en vibración no vibran con la misma intensidad, sino que lo hacen con promedios y extremos, los extremos son las moléculas que vibran tan poco que son sólidos microscópicos o las que lo hacen tan fuerte que escapan del líquido espontáneamente. El aumento de la temperatura provoca un desplazamiento de la vibración hacia la derecha, aumentando el número de moléculas que logran la vibración suficiente como para escapar de la tensión superficial.

Figura 9.5.   Presión de vapor con respecto a la temperatura de varias sustancias volátiles. El aumento de la presión de vapor de líquidos puros con respecto a la temperatura, cuando la presión alcanza los 760 torr los líquidos ebulle a 1 atm de presión ambiental.

(9.4) La presión de vapor y el punto de ebullición

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión externa actuando sobre la superficie del líquido.  

Cuando la presión de vapor alcanza la presión de la atmósfera, el líquido inicia el cambio de fase a gas.

A esta temperatura, la energía térmica de las moléculas es lo suficientemente grande como para que las moléculas en el interior del líquido se liberen de sus vecinos y entren en la fase gaseosa, todas en masa. Como resultado, se forman burbujas de vapor dentro del líquido. El punto de ebullición aumenta a medida que aumenta la presión externa, es decir, entre más comprimido esté el líquido, más difícil es escaparse de él. El punto de ebullición de un líquido a 1 atm (760 torr) de presión se denomina punto de ebullición normal. En la Figura 9.5 vemos que el punto de ebullición normal del agua es de 100 ° C.

El tiempo requerido para cocinar los alimentos en agua hirviendo depende de la temperatura del agua. En un recipiente abierto, esa temperatura es siempre de 100 °C como máximo, pero es posible hervir a temperaturas más altas. Las ollas a presión “u ollas pitadoras” funcionan permitiendo que el vapor se escape solo cuando supera una presión predeterminada, que es superior a la de la atmósfera; Este aumento de presión provoca que el agua se mantenga líquida por encima de los 100°C, lo que permite que los alimentos se calienten y se cocinen más rápidamente.

Figura 9.6. Estime el punto de ebullición del dietileter a una presión de 0.8 atmósferas, empleando los datos de la Figura 5. Solución analítica: Debemos convertir de atmósferas a torricellis, multiplicando por 760, el resultado es 608 torricellis. Posteriormente debemos dibujar una recta a 608 torr, luego buscamos el Intercepto con la curva del dietil éter y dibujar una segunda recta que baje a la temperatura. La escala de la gráfica no colabora mucho, pero podemos estimar que la temperatura debe estar cercana a los 30°C La respuesta exacta es 27°C.

10. La ley de Raoult

Regresar al Indice

En la década de 1880, el químico francés François-Marie Raoult descubrió que cuando una sustancia se disuelve en una solución, la presión de vapor de la solución generalmente disminuye. Esta observación depende de dos variables:

(a) la fracción molar de la cantidad de soluto disuelto presente y

(b) la presión de vapor original (disolvente puro).

A cualquier temperatura dada para un sólido o líquido en particular, existe una presión a la que el vapor formado por encima de la sustancia está en equilibrio dinámico con su forma líquida o sólida. Esta es la presión de vapor de la sustancia a esa temperatura. En equilibrio, la velocidad a la que se evapora el sólido o el líquido es igual a la velocidad a la que el gas se condensa de nuevo a su forma original. Todos los sólidos y líquidos tienen una presión de vapor, y esta presión es constante independientemente de la cantidad de sustancia presente.

(10.1) Modelo matemático

La ley de Raoult puede ser inferida por métodos sencillos, pero demostrarla requiere de conceptos mucho mas avanzados. Tomaremos la ruta de la inferencia debido a que es mucho más sencilla para poder recordar la ecuación.

Demuestre La ley de Raoult a partir de la ley de los gases ideales, emplee la ley de Henry como puente. Indique los presupuestos necesarios para obtener el modelo.

donde x_j es la fracción molar del solvente, P_j^o es la presión de vapor del solvente cuya fase líquida está pura, por lo que la denominamos presión de vapor estándar del solvente puro, la cual es una constante que se mide experimentalmente y P_j es la presión de vapor del solvente cuando su fase líquida no está pura o, dicho de otro modo, la presión de vapor de la solución. Tenga en cuenta que si tiene problemas con el cálculo es probablemente porque esté tomando la fracción molar del soluto, y no la del solvente.

La ley de Henry es una ley limitante que solo se aplica a soluciones "suficientemente diluidas", mientras que la ley de Raoult es generalmente válida cuando la fase líquida es casi pura o para mezclas de sustancias similares. El rango de concentraciones en el que se aplica la ley de Henry se vuelve más estrecho cuanto más diverge el sistema del comportamiento ideal. En términos generales, esto es lo más químicamente "diferente" que es el soluto del solvente.

¿Pero por qué ocurre esto? En elecciones anteriores vimos que el cociente de fracciones molares no mantiene linealidad como si lo hacen los cocientes de concentración molar, fracción de masa, fracción de volumen, concentración de masa y concentración normal. Dicho análisis se realizó para la forma dinámica de la ley de Henry, pero miremos que pasa si analizamos la forma estática.

Esto es cierto para pares de sustancias estrechamente relacionadas, como el benceno y el tolueno, que obedecen a la ley de Raoult en todo el rango de composición: tales mezclas se denominan mezclas ideales.

El caso general es que ambas leyes son leyes de límites y se aplican en extremos opuestos del rango de composición. La presión de vapor del componente en gran exceso, como el solvente para una solución diluida, es proporcional a su fracción molar, y la constante de proporcionalidad es la presión de vapor de la sustancia pura (ley de Raoult). La presión de vapor del soluto también es proporcional a la fracción molar del soluto, pero la constante de proporcionalidad es diferente y debe determinarse experimentalmente (ley de Henry).

Sin embargo, todo esto es muy técnico, si quiere una respuesta más corta, simplemente responda: la ley de Henry está limitada a solutos gaseosos, lo que por definición hace que el soluto sea volátil y siempre exista una presión del gas “y no del vapor” sobre la solución, mientras que la ley de Raoult funciona para solutos volátiles y no volátiles.

(10.2) Ley de Raoult y factor de van't Hoff

La ley de Raoult se calcula como la fracción molar entendida como:

Donde ni es la cantidad de sustancia del soluto, pero realmente aquí se debe tener en cuenta como la suma de todos los solutos presentes, por lo que debe ir multiplicado por el factor de van't Hoff.

Pero la buena noticia es que la mayoría de los ejercicios de lápiz y papel usan solutos no ionizables y por ende el factor de van't Hoff es cercano a 1.

(10.3) Ley de Raoult desde la masa del soluto

Un tipo de problemas común radica en que en el laboratorio no trabajamos con cantidades de sustancia, sino con masas, por ende, es útil manejar una definición de la ley de Raoult donde manejemos las masas de soluto y solvente en lugar de la fracción molar.

Demostración: expresar la ley de Raoult para masas de soluto y solvente, y despeje la presión final del solvente, la masa del soluto y la masa molar del soluto. También demuestre una expresión para usar la densidad en lugar de la masa de soluto y solvente.

De esta manera se pudo escapar de las limitaciones del método de Cannizzaro, y calcular la fórmula molecular de los compuestos no volátiles. Tenga en cuenta que puede obtenerse la masa molar en todas las propiedades coligativas debido a que la masa molar puede hacer parte de ellas, y si algo aparece en una ley natural, puede calcularse con los términos que componen a dicha ley natural.

(10.4) Presiones de vapor de más de un componente volátil

Las soluciones a veces tienen dos o más componentes volátiles. La gasolina, por ejemplo, es una solución de varios líquidos volátiles. Para comprender mejor estas mezclas, considere una solución ideal de dos líquidos volátiles, A y B. (Para nuestros propósitos aquí, no importa a quién llamamos soluto y cuál solvente). En este caso la presión de vapor sobre el líquido diluido estará compuesta por presiones de vapor parciales, siguiendo la ley de Dalton, ya que asumimos que estos vapores operan como gases ideales.

Demostración. Obtenga una fórmula para hallar la presión de vapor total con las presiones de vapor parcial de dos o más sustancias volátiles.

La ecuación Eq 10.8 puede modificarse para usar una sola fracción molar, en este caso usamos la simetría de las fracciones para decir que la fracción molar de B es igual a 1 menos la de A.

(10.5) Dos fracciones molares conviviendo

La ley de Raoult nos dicta que la cantidad total de una sustancia se divide en dos reservorios, el reservorio acuoso y el reservorio gaseoso. En general es muy sencillo determinar la fracción molar del reservorio acuoso ya que las masas y cantidades de sustancia son fáciles de estimar, pero ¿cómo hallar la concentración en un reservorio gaseoso?

Demostración. Encontrar una fórmula para hallar la concentración del reservorio gaseoso.

11. Diagramas de fase

Regresar al Indice

El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único equilibrio dinámico que puede existir entre los estados de la materia. En condiciones apropiadas, un sólido puede estar en equilibrio con su líquido o incluso con su vapor. La temperatura a la que coexisten las fases sólida y líquida en el equilibrio es el punto de fusión del sólido o el punto de congelación del líquido. Los sólidos también pueden sufrir evaporación y, por lo tanto, poseen una presión de vapor. Un diagrama de fase es una forma gráfica de resumir las condiciones bajo las cuales existen equilibrios entre los diferentes estados de la materia. Dicho diagrama también nos permite predecir qué fase de una sustancia está presente a una temperatura y presión determinadas.

Figura 11.1.   El diagrama de fase. Es una gráfica de presión contra temperatura a volumen constante, que relaciona las posibles configuraciones o estados de la materia que puede adquirir una sustancia volátil al cambiar ambas variables.

El diagrama de fases para cualquier sustancia que pueda existir en las tres fases de la materia se muestra en la Figura 19. El diagrama contiene tres curvas importantes, cada una de las cuales representa la temperatura y la presión a la que las distintas fases pueden coexistir en el equilibrio, y al mismo tiempo representan los puntos críticos de cambio de fase, por ejemplo, la roja indica los puntos de ebullición al variar la presión. La única sustancia presente en el sistema es aquella cuyo diagrama de fase está bajo consideración. La presión que se muestra en el diagrama es la presión aplicada al sistema o la presión generada por la sustancia. Las curvas se pueden describir como sigue:

(11.1) La curva de ebullición-condensación

La curva roja es la curva de presión de vapor del líquido, que representa el equilibrio entre las fases líquida y gaseosa. El punto en esta curva donde la presión de vapor es 1 atm es el punto de ebullición normal de la sustancia. La curva de presión de vapor termina en el punto crítico (C), que corresponde a la temperatura crítica y la presión crítica de la sustancia. A temperaturas y presiones más allá del punto crítico, las fases líquida y gaseosa son indistinguibles entre sí, y la sustancia es un fluido supercrítico.

(11.2) La curva de sublimación-deposición

La curva verde, la curva de sublimación, separa la fase sólida de la fase gaseosa y representa el cambio en la presión de vapor del sólido cuando se sublima a diferentes temperaturas. Cada punto en esta curva es una condición de equilibrio entre el sólido y el gas.

(11.3) La curva de fusión-congelación

La curva azul, la curva de fusión, separa la fase sólida de la fase líquida y representa el cambio en el punto de fusión del sólido al aumentar la presión. Cada punto en esta curva es un equilibrio entre el sólido y el líquido. Esta curva generalmente se inclina ligeramente hacia la derecha a medida que aumenta la presión porque, para la mayoría de las sustancias, la forma sólida es más densa que la forma líquida. Un aumento de la presión suele favorecer la fase sólida más compacta, aunque se requiere MUCHA; por lo tanto, se requieren temperaturas más altas para fundir el sólido a presiones más altas. El punto de fusión a 1 atm es el punto de fusión normal.

(11.4) El punto triple

El punto T, donde las tres curvas se intersecan, es el punto triple, y aquí las tres fases están en equilibrio.

Cualquier otro punto en cualquiera de las tres curvas representa el equilibrio entre dos fases. Cualquier punto del diagrama que no caiga en una de las curvas corresponde a las condiciones en las que solo está presente una fase. La fase gaseosa, por ejemplo, es estable a bajas presiones y altas temperaturas, mientras que la fase sólida es estable a bajas temperaturas y altas presiones. Los líquidos son estables en la región entre los otros dos. Los problemas de lápiz y papel de punto triple no son particularmente complejos, simplemente se basan en buscar el intersecto de la condición final 1 para determinar la condición final 2, en este caso el instrumento predictivo deja de ser una fórmula, y se convierte en la gráfica, lo difícil es que la gráfica sea clara.

12. Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico

Regresar al Indice

La modelación de los cambios de fase se realiza por medio de los conceptos de gases ideales y soluciones ideales. Un gas ideal se define como uno que obedece a la ecuación del gas ideal, y una solución ideal se define como uno que obedece a la ley de Raoult. Mientras que la idealidad para un gas surge de una falta completa de interacción intermolecular, la idealidad para una solución implica una total uniformidad de interacción. Las moléculas en una solución ideal se influyen unas en otras de la misma manera; en otras palabras, las interacciones soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-solvente son indistinguibles unas de otras. Las soluciones reales se aproximan mejor al comportamiento ideal cuando la concentración de soluto es baja; y el soluto y el solvente tienen tamaños moleculares similares y participan en tipos similares de atracciones intermoleculares.

Figura 12.1.  Diagrama de cambio de fase, solución contra solvente puro. Al agregarse un soluto no volátil las propiedades del solvente puro “línea negra”  bajan hasta convertirse en las propiedades de la solución “línea azul”.

Muchas soluciones no obedecen exactamente a la ley de Raoult y, por lo tanto, no son ideales. Por ejemplo, si las interacciones solvente-soluto en una solución son más débiles que las interacciones solvente-solvente o soluto-soluto, la presión de vapor tiende a ser mayor que la predicha por la ley de Raoult. Cuando las interacciones soluto-disolvente en una solución son excepcionalmente fuertes, como podría ser el caso cuando existe un enlace de hidrógeno, la presión de vapor es más baja que la predicha por la ley de Raoult. Aunque debe tener en cuenta que se producen estas desviaciones de la idealidad, las ignoraremos por el resto de este capítulo, y evidentemente los problemas de lápiz y papel.

(12.1) Elevación del punto de ebullición

¿En qué se diferencia el diagrama de fase de una solución y, por lo tanto, sus puntos de ebullición y de congelación de los del disolvente puro? La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la solución. Por lo tanto, en la Figura 12.1, la curva de presión de vapor de la solución se desplaza hacia abajo en relación con la curva de presión de vapor del disolvente puro.

El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1 atm. Debido a que la solución tiene una presión de vapor más baja que el solvente puro, se requiere una temperatura más alta para que la solución alcance una presión de vapor de 1 atm. Como resultado, el punto de ebullición de la solución es más alto que el del disolvente puro. Este efecto se ve en la Figura 12.1. Encontramos el punto de ebullición normal del solvente puro en el gráfico al ubicar el punto donde la línea horizontal de presión de 1 atm interseca con la curva de presión de vapor negro y luego rastrear este punto hasta el eje de temperatura. Para la solución, la línea de 1 atm cruza la curva de presión de vapor azul a una temperatura más alta, lo que indica que la solución tiene un punto de ebullición más alto que el solvente puro.

Figura 12.2.    Diagrama de cambio de fase, solución contra solvente puro2. Al agregarse un soluto no volátil las propiedades del solvente puro “línea negra”  bajan hasta convertirse en las propiedades de la solución “línea azul”.

El aumento del punto de ebullición de una solución, en relación con la masa del solvente puro y del soluto, a través de la molalidad del soluto. Pero es importante recordar que la elevación del punto de ebullición es proporcional a la concentración total de partículas de soluto, independientemente de si las partículas son moléculas o iones. Cuando el NaCl se disuelve en agua, se forman 2 mol de partículas de soluto (1 mol de Na⁺ y 1 mol de Cl^-) por cada mol de NaCl que se disuelve. Dado lo anterior, se adiciona un factor llamado i_i que indica la cantidad de fragmentos que un soluto eletrolítico genera al disolverse en un solvente particular. El cambio en el punto de ebullición de una solución en comparación con el disolvente puro es:

En esta ecuación, ΔT_e es la diferencia de temperaturas de ebullición entre la temperatura de ebullición de la mezcla T_ij “estado final del sistema y por ende positivo” y la temperatura de ebullición del solvente puro T^o_j,e “estado inicial del sistema y por ende negativo”. T^o_j,e es el punto de ebullición del disolvente j puro por ende estará consignado en tablas estándar, b_j es la molalidad del solvente j, K_j,e es la constante de elevación del punto de ebullición molal para el disolvente j (que es una constante de proporcionalidad que es determinada experimentalmente para cada solvente, y se presenta en tablas), i_i es el factor de van't Hoff.

(12.2) Disminución del punto de congelación

Las curvas de presión de vapor para las fases líquida y sólida se encuentran en el punto triple. En la Figura 12.2 vemos que la temperatura de punto triple de la solución es más baja que la temperatura de punto triple de líquido puro porque la solución tiene una presión de vapor más baja que el líquido puro.

El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual los primeros cristales de solvente puro se forman en equilibrio con la solución. Recuerde que la línea que representa el equilibrio sólido-líquido el cual se eleva casi verticalmente desde el punto triple. Es fácil ver en la Figura 12.2 que la temperatura de punto triple de la solución es más baja que la del líquido puro, pero también es cierto para todos los puntos a lo largo de la curva de equilibrio sólido-líquido: el punto de congelación de la solución es menor que la del líquido puro. Al igual que la elevación del punto de ebullición, el cambio en el punto de congelación ΔT_f es directamente proporcional a la molalidad del soluto, teniendo en cuenta el factor de Hoff de Hoff:

Los términos son esencialmente los mismos, solo que la constante será negativa. En esta ecuación, En esta ecuación, ΔT_f es la diferencia de temperaturas de fusión entre la temperatura de fusión de la mezcla T_ij “estado final del sistema y por ende positivo” y la temperatura de fusión del solvente puro T^o_j,f “estado inicial del sistema y por ende negativo”. T^o_j,f es el punto de fusión del disolvente j puro por ende estará consignado en tablas estándar, b_j es la molalidad del solvente j, K_j,f es la constante de depresión del punto de fusión molal para el disolvente j (que es una constante de proporcionalidad que es determinada experimentalmente para cada solvente, y se presenta en tablas), i_i es el factor de van't Hoff.

(12.3) Tablas estandarizadas

Algunos valores típicos de K_j,e y K_j,f para varios solventes comunes se dan en la Tabla 12.1. Para el agua, la tabla muestra K(agua)_e = 0.51 °C /m., lo que significa que el punto de ebullición de cualquier solución acuosa que sea 1 molal en partículas de soluto no volátil es 0.51°C más alto que el punto de ebullición del agua pura. Debido a que las soluciones generalmente no se comportan idealmente, las constantes enumeradas en la Tabla 12.1 sirven bien solo para soluciones que están bastante diluidas.

Tabla 12.1. Constantes de punto de ebullición de molal y de depresión de punto de congelación

Para el agua, K(agua)_f = 1.86 °C/m., por lo tanto, cualquier solución acuosa que sea 1 molal en partículas de soluto no volátil (como 1 molal de glucosa o 0.5 molal de NaCl) se congela a la temperatura que es -1.86 °C en comparación con los 0 °C del agua pura. La depresión del punto de congelación causada por los solutos tiene aplicaciones útiles: es por eso por lo que el anticongelante funciona en los sistemas de enfriamiento de automóviles y por qué el cloruro de calcio CaCl₂ promueve la fusión del hielo en las carreteras durante el invierno.

(12.4) Fronteras entre las fases

En un diagrama de fase solo observamos líneas que sirven como fronteras instantáneas entre las fases, sin embargo, esto es solo una ilusión causada al no tener en cuenta la diferencia entre energía y temperatura. Aunque la temperatura es una medida energética, no mide el estado total de la energía de un sistema.

Figura 12.3.   Diagrama de cambio de fase a presión atmosférica. Lo diagramas de temperatura contra tiempo se hacen a una presión constante, y allí podemos ver lo que se conoce como equilibrio de fases, durante un equilibrio de fases, la materia está alternativamente tanto en una fase como en otra, este equilibrio no es para nada estable dada la adición o pérdida energética, y por ende, tarde o temprano una fase se impone a la otra.

Durante un cambio de fase, las moléculas deben separar sus interacciones moleculares, o volverlas a generar, y este proceso involucra cambios energéticos que no alteran la vibración molecular, pero estos cambios energéticos sí que toman tiempo. Como consecuencia, di diagramamos el cambio de temperatura con respecto al tiempo, nos daremos cuenta que la temperatura aumenta o disminuye linealmente en una fase determinada, pero durante el cambio de fase, la temperatura no cambia, hasta que se ha generado todo el cambio de estado, y solo cuando toda la materia del sistema ha cambiado de fase, la temperatura vuelve a cambiar.

13. Propiedades coligativas de la atmósfera

Regresar al Indice

La presión atmosférica, a veces también llamada presión barométrica (por el instrumento de medida), es la presión dentro de la atmósfera de la Tierra (o la de otro planeta). La atmósfera estándar (símbolo: atm) es una unidad de presión definida como 1013.25 mbar =101.325 kPa=760 mmHg=760 torr=14.696 psi. Esta definición no es igual para todo el planeta, y aquí es donde está el truco, si la presión cambia, yodas las propiedades coligativas se alteran, el punto de esta sección es identificar como cambian las propiedades coligativas del agua y sus soluciones acuosas con respecto a la presión atmosférica.

(13.1) Relación altura presión atmosférica

Aunque es evidente que la presión es inversamente proporcional a la altura, es decir, a menor altura sobre el nivel del mar la presión disminuye, lo que no es bien sabido es que esta no es una función lineal.

 

Figura 13.1.  A altitudes muy altas la presión atmosférica es casi 0, pero cerca del nivel del mar es 1 atm aproximadamente. La relación altura y presión es inversa y exponencial.

La atmósfera no es una mezcla homogénea, ya que la gravedad afecta. La gravedad es más potente cerca del núcleo terrestre que en su periferia, por lo que los gases a nivel del mar son jalados más fuertemente hacia el mar que las partículas en las montañas, esto implica que las capas cerca del nivel del mar son más densas, además de estar compactadas por todas las capas sobre ellas, mientras que las capas en las montañas son menos densas y tienen menos capas sobre ellas. De lo anterior se desprende que la presión atmosférica es una fusión exponencial inversa de la altura.

(13.2) Efecto en la presión de vapor

El aumento en la presión externa a nivel del mar, impide que las partículas de gases correspondientes puedan escapar. Evidentemente la molécula más importante en este sentido es el agua, y su presión parcial se denomina comúnmente como la humedad.

El vapor de agua/humedad, el estado gaseoso del agua, generalmente es invisible para el ojo humano, aunque sigue las reglas del equilibrio de fases con el estado líquido. La humedad indica la probabilidad de que haya precipitación, rocío o niebla. Sin embargo, el vapor de agua como gas tiene un comportamiento peculiar con respecto a la temperatura, si bien decimos que, todos los gases son completamente solubles entre sí, con el agua no pasa lo mismo, su solubilidad en aire aumenta con la temperatura, por lo que una disminución de la temperatura provoca que el vapor de agua se condense espontáneamente en su fase acuosa. La cantidad de vapor de agua contenida dentro de una parcela de aire puede variar significativamente dependiendo de la temperatura. Por ejemplo, una porción de aire cercana a la saturación puede contener 28 gramos de agua por metro cúbico de aire a 30°C, pero solo 8 gramos de agua por metro cúbico de aire a 8°C.

Secando la ropa

Secar la ropa en ambientes muy húmedos, es decir, de alta presión atmosférica, es difícil, debido a que el equilibrio favorece el estado líquido, la alta presión hace que las moléculas del agua permanezcan más tiempo en su estado líquido, por lo que secar la ropa en ciudades húmedas puede ser difícil, aun cuando esta sea cálida, pues, aunque la temperatura aumenta linealmente, la presión lo hace exponencialmente.

Sensación térmica

En las altas montañas aun cuando hay más energía radiante, no hay calor manifiesto debido a que la atmposfera tiene pocas moléculas que vibren al absorber la radiación y convertirla en calor. Sin embargo, en ambientes de alta presión atmosférica y por ende alta humedad “el agua es una de las moléculas que más fuertemente vibra”, la atmosfera es capaz de absorber más energía radiante en calor, el calor por ende no es una consecuencia directa del Sol, sino la manifestación de las moléculas de gas chocando violentamente contra nuestra piel.

Sudando en zonas húmedas

Las zonas húmedas y por ende cálidas tienen un doble efecto sobre nuestra capacidad de regular la temperatura corporal, por un lado, al igual que la ropa, el sudor es principalmente agua, y para que este nos refresque debe poder cambiar a fase gaseosa, para que nuevas gotas de sudor puedan ser emitidas, pero si no pasa a fase gaseosa, el sudor lo que hace es recolectar calor de la atmosfera circundante, aumentando la sensación térmica. Esto es básicamente el principio de una hoya pitadora, más presión, más temperatura en los líquidos, y menos evaporación.

Efectos en la industria

La alta humedad a menudo puede tener un efecto negativo en la capacidad de las plantas químicas y refinerías que utilizan los hornos como parte de ciertos procesos (por ejemplo, reformado con vapor, procesos con ácido sulfúrico húmedo). Por ejemplo, debido a que la humedad diluye las concentraciones de oxígeno en el ambiente (el aire seco suele ser de 20.9% de oxígeno, pero al 100% de humedad relativa, el aire es de 20.4% de oxígeno), los ventiladores de gas de combustión deben tomar aire a una velocidad más alta que la que se necesitaría para mantener el aire en una zona poco húmeda.

Figura 13.2.    Diagrama de fase del agua. La línea roja representa la presión a nivel del mar, por lo que para inferir lo que pasa en una montaña, hay que revisar lo que sucede al disminuir la presión.

Operaciones de panadería y pastelería

La alta humedad en el horno provoca que su atmosfera tenga el efecto de hoya pitadora, y por ende aumentando la conductividad térmica del aire alrededor del elemento horneado, lo que lleva a un proceso de horneado más rápido o incluso a que la masa se queme fácilmente. Por el contrario, la baja humedad ralentiza el proceso de cocción.

(13.3) Efecto en el punto de fusión y ebullición

Como se puede observar en la Figura 13.2 al disminuir la presión el punto de ebullición del agua disminuye rápidamente, no es mayor novedad, sin embargo, el punto de congelación experimenta un leve aumento hasta llegar a una presión de 0.006 atm. En otras palabras, al disminuir la presión el agua ebullirá a temperaturas inferiores a 100°, pero también se congelará a temperaturas superiores a 0°C pero inferiores a 0.01°C. Debajo de la presión del punto triple, el punto de sublimación de hielo a vapor si disminuye, aunque no hay montañas tan altas como para observar ese fenómeno, pues aún en las montañas más altas, la presión es de unas 0.2 atm.

14. Ósmosis

Regresar al Indice

Ciertos materiales, incluyendo muchas membranas en sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán, son semipermeables. Cuando entran en contacto con una solución, estos materiales permiten que solo los iones o moléculas pequeñas (moléculas de agua, por ejemplo) pasen a través de su red de poros pequeños. Considere una situación en la que solo las moléculas de disolvente pueden pasar a través de una membrana semipermeable colocada entre dos soluciones de diferentes concentraciones. La velocidad a la que las moléculas de disolvente pasan de la solución menos concentrada (menor concentración de soluto, pero mayor concentración de disolvente) a la solución más concentrada (mayor concentración de soluto, pero menor concentración de disolvente) es mayor que la velocidad en la dirección opuesta. Por lo tanto, hay un movimiento neto de moléculas de solvente de la solución con una concentración de soluto más baja en la de una concentración de soluto más alta. En este proceso, llamado ósmosis, el movimiento neto del solvente siempre es hacia la solución con la concentración más baja de solvente (soluto más alto), como si las soluciones fueran impulsadas para alcanzar concentraciones iguales.

Figura 14.1.  La presión osmótica. Un tubo U separa dos soluciones por medio de una membrana permeable al solvente, pero no al soluto.

Dado que las sustancias siempre tienden al equilibrio, el estado desequilibrado de las concentraciones genera una presión osmótica que favorece la absorción de agua por parte de la solución concentrada, y aunque los volúmenes se desigualen, la presión osmótica intentará igualar las concentraciones, hasta el límite impuesto por la presión atmosférica, así cuando la presión osmótica se iguala a la atmosférica, se alcanza el equilibrio del sistema.

 El modelado matemático de la osmosis se realiza por medio de la fórmula de los gases ideales, en la que se despeja la presión y obtendremos masa en gramos sobre volumen, que se reemplaza por la concentración. La presión despejada solo se iguala a la presión osmótica si multiplicamos a ambos lados por el factor de Van't Hoff.

Demostración. Obtenga la ley de presión osmótica a partir de la ecuación de estado de los gases ideales.

Si dos soluciones de presión osmótica idénticas están separadas por una membrana semipermeable, no se producirá una ósmosis. Las dos soluciones son isotónicas una con respecto a la otra. Si una solución es de presión osmótica más baja, es hipotónica con respecto a la solución más concentrada. La solución más concentrada es hipertónica con respecto a la solución diluida. En términos más sencillos, la solución más concentrada absorbe agua de la menos concentrada en un intento de igualar la concentración por aumento de solvente.

Figura 14.2.  Tono de una célula dependiendo de la concentración externa de solutos. Una célula isotónica mantiene su volumen, una célula hipotónica pierde agua y se arruga, y una célula hipertónica absorbe agua y explota.

La ósmosis juega un papel importante en los sistemas vivos. Las membranas de los glóbulos rojos, por ejemplo, son semipermeables. Colocar un glóbulo rojo en una solución que sea hipertónica en relación con la solución intracelular (la solución dentro de las células). Hace que el agua salga de la célula Figura 14.2. Esto hace que la célula se arrugue, un proceso llamado crenación. Colocar la célula en una solución hipotónica en relación con el líquido intracelular hace que el agua se mueva hacia la célula, lo que puede hacer que la célula se rompa, un proceso llamado lisis. Las personas que necesitan reemplazo de líquidos o nutrientes corporales, pero que no pueden ser alimentadas por vía oral, reciben soluciones mediante infusión intravenosa, que alimenta los nutrientes directamente en las venas. Para prevenir la formación de crenaciones o hemólisis de los glóbulos rojos, las soluciones intravenosas deben ser isotónicas con los líquidos intracelulares de las células sanguíneas.

15. Coloides

Regresar al Indice

Algunas sustancias parecen disolverse inicialmente en un solvente, pero con el tiempo, la sustancia se separa del disolvente puro. Por ejemplo, partículas de arcilla finamente divididas dispersadas en agua eventualmente se asientan debido a la gravedad. La gravedad afecta a las partículas de arcilla porque son mucho más grandes que la mayoría de las moléculas, que consisten en miles o incluso millones de átomos. En contraste, las partículas dispersas en una solución verdadera (iones en una solución de sal o moléculas de glucosa en una solución de azúcar) son pequeñas (YouTube).

Entre estos extremos se encuentran partículas dispersas que son más grandes que las moléculas típicas, pero no tan grandes que los componentes de la mezcla se separan bajo la influencia de la gravedad. Estos tipos intermedios de dispersiones se denominan dispersiones coloidales o simplemente coloides. Los coloides forman el intermedio gradual entre una mezcla homogénea y una mezcla heterogénea. Al igual que las soluciones, los coloides pueden ser gases, líquidos o sólidos.

El tamaño de partículas se puede usar para clasificar una mezcla como coloide o solución. Las partículas coloidales varían en diámetro de 5 a 1000 nm; Las partículas de soluto son menores de 5 nm de diámetro. Una partícula coloidal puede incluso consistir en una única molécula gigante. La molécula de hemoglobina, por ejemplo, que transporta oxígeno en nuestra sangre, tiene dimensiones moleculares de (6.5 x 5.5 x 5.0) nm y una masa molar de 64 500 g/mol.

Aunque las partículas coloidales pueden ser tan pequeños que la dispersión parece uniforme incluso bajo un microscopio, son lo suficientemente grandes para dispersar la luz. En consecuencia, la mayoría de los coloides aparecen nublados u opacos a menos que estén muy diluidos. (Por ejemplo, la leche homogeneizada es un coloide de moléculas de grasa y proteína dispersas en agua).

Además, debido a que dispersan la luz, un haz de luz puede verse cuando pasa a través de una dispersión coloidal. Esta dispersión de la luz por las partículas coloidales, es conocido como el efecto de Tyndall, y hace posible ver el rayo de luz de un automóvil en un camino de tierra polvoriento, o la luz del sol que fluye a través de árboles o de nubes. No todas las longitudes de onda se dispersan en la misma medida. Los colores en el extremo azul del espectro visible se dispersan más que los del extremo rojo por las moléculas y pequeñas partículas de polvo en la atmósfera. 

(15.1) El color azul del cielo

En un día cuando el cielo está cubierto, la luz del sol pasa a través de la capa turbia de las nubes, dando lugar a la luz dispersa, difusa en el suelo. Esto no exhibe la dispersión de Tyndall porque las gotitas de la nube son más grandes que la longitud de onda de la luz y dispersan todos los colores de igual manera aproximadamente. En un día en que el cielo despejado, el color del cielo es azul debido a la dispersión de la luz, pero esto no se denomina dispersión de Tyndall porque las partículas de dispersión son las moléculas del aire. En ocasiones, el término efecto Tyndall se aplica incorrectamente a la dispersión de la luz por partículas de polvo grandes (macroscópicas) en el aire. El color del cielo se debe al efecto Rayleigh (YouTube), aunque ambos están conectados y dependen del tamaño de las partículas disueltas en el aire.

Para que una dispersión de partículas califique para la fórmula de Rayleigh, los tamaños de partículas deben ser inferiores a aproximadamente 40 nanómetros (para la luz visible). Las partículas coloidales son más grandes, y están en la vecindad crítica del tamaño de una longitud de onda de la luz.  La dispersión de Tyndall, es decir, la dispersión de partículas coloidales, es mucho más intensa que la dispersión de Rayleigh debido a los tamaños de partícula más grandes implicadas en el proceso. La importancia del factor de tamaño de partícula para la intensidad se puede ver en el gran exponente que tiene en la declaración matemática de la intensidad de la dispersión de Rayleigh.

La dispersión de Rayleigh (en honor a Lord Rayleigh, que fue el primero en explicarlo en 1871) es la dispersión de la luz visible o cualquier otra radiación electromagnética por partículas cuyo tamaño es mucho menor que la longitud de onda de los fotones dispersados. Ocurre cuando la luz viaja por sólidos y fluidos transparentes, pero se ve con mayor frecuencia en los gases. La dispersión de Rayleigh de la luz solar en la atmósfera es la principal razón de que el cielo se vea azul. En términos prácticos la dispersión implica un aumento de color a un determinado espesor y un borrado de color a otro espesor. Al aumentar el espesor el color que se dispersaba primero y era muy intenso se borra y solo se aprecian los siguientes colores en ser dispersados. La fuerte dependencia de la dispersión con la longitud de onda de la luz supone que en la atmósfera la luz azul se dispersa mucho más rápido que la luz roja. En la atmósfera, esto provoca que los fotones de luz azul se dispersen mucho más que los de longitudes de onda mayores a 490nm; y por este motivo vemos el cielo azulado en todas direcciones y sólo lo vemos enrojecido cuando el Sol se encuentra próximo al horizonte, debido a que la luz atraviesa mucho más espesor de atmósfera y los rayos que nos llegan están muy empobrecidos en fotones azules, previamente dispersados.

Cabe destacar que, a pesar del uso del término fotón, la ley de dispersión de Rayleigh fue desarrollada antes de la invención de la mecánica cuántica y, por lo tanto, no se basa fundamentalmente en la teoría moderna sobre la interacción de la luz con la materia. No obstante, la dispersión de Rayleigh es una buena aproximación a la forma en que la luz es dispersada por partículas mucho más pequeñas que su longitud de onda.

(15.2) Los ojos azules

Un iris azul en un ojo se debe a la dispersión de Tyndall en una capa translúcida en el iris.  Los iris castaños tienen la misma capa, excepto con más melanina en ella. La melanina absorbe la luz. En ausencia de melanina, la capa es translúcida (es decir, la luz que pasa a través de ella se dispersa de forma aleatoria y difusa) y una parte notable de la luz que entra en esta capa translúcida vuelve a emerger a través de una trayectoria dispersada. Es decir, hay retrodispersión, la redirección de las ondas luminosas de vuelta al aire libre. 

La dispersión tiene lugar en mayor medida a las longitudes de onda más cortas “azules y violetas”. Las longitudes de onda más largas “rojos y anaranjados” tienden a pasar directamente a través de la capa translúcida con trayectorias no alteradas, y luego encuentran la capa siguiente más atrás en el iris, que es un absorbente de luz. Debido a que las longitudes de onda más cortas son las longitudes de onda azules, esto da lugar a un tono azul en la luz que sale del ojo.

El iris azul es un ejemplo de color estructural, en contraposición al color del pigmento. La ausencia completa de pigmento en los ojos (albinismo) hace que el ojo aparezca rojo, debido a la visibilidad del rojo de la retina a través del iris.

(15.3) Coloides hidrofílicos e hidrofóbicos

Los coloides más importantes son aquellos en los que el medio dispersante es agua. Estos coloides pueden ser hidrofílicos "amantes del agua" o hidrófobos "temerosos del agua". Los coloides hidrófilos son más parecidos a las soluciones que hemos examinado anteriormente. En el cuerpo humano, las moléculas de proteína extremadamente grandes tales como enzimas y anticuerpos se mantienen en suspensión por interacción con moléculas de agua circundantes. Una molécula hidrófila se pliega de tal manera que sus grupos hidrófobos están alejados de las moléculas de agua, en el interior de la molécula doblada, mientras que sus grupos polares hidrófilos están en la superficie, interactuando con las moléculas de agua. Los grupos hidrófilos contienen generalmente oxígeno o nitrógeno y con frecuencia llevan una carga.

Los coloides hidrófobos sólo pueden dispersarse en agua si están estabilizados de alguna manera. De lo contrario, su falta natural de afinidad por el agua hace que se separen del agua. Un método de estabilización implica la adsorción de iones sobre la superficie de las partículas hidrófobas. (Adsorción significa adherirse a una superficie, difiere de la absorción, que significa pasar al interior, como cuando una esponja absorbe agua). Los iones adsorbidos pueden interactuar con el agua, estabilizando así el coloide. Al mismo tiempo, la repulsión electrostática entre los iones adsorbidos sobre las partículas coloides vecinas evita que las partículas se peguen en lugar de dispersarse en el agua.

Los coloides hidrófobos también pueden estabilizarse mediante grupos hidrofílicos en sus superficies. Las gotas de aceite son hidrófobas, por ejemplo, y no permanecen suspendidas en agua. En su lugar, se agregan, formando una mancha de aceite en la superficie del agua. El estearato sódico, o cualquier sustancia similar que tenga un extremo que sea hidrófilo (ya sea polar o cargado) y un extremo que sea hidrófobo (no polar), estabilizará una suspensión de aceite en agua. La estabilización resulta de la interacción de los extremos hidrófobos de los iones estearato con las gotas de aceite y los extremos hidrofílicos con el agua.

Figura 15.1.   Formación de micelas. En general los ácidos carboxílicos y ácidos grasos poseen un extremo polar soluble, por lo que pueden estabilizarse formando una gotita con las puntas solubles mirando al exterior y las colas no solubles formando una masa interna.

La estabilización coloidal tiene una aplicación interesante en el sistema digestivo humano. Cuando las grasas en nuestra dieta llegan al intestino delgado, una hormona hace que la vesícula biliar excrete un líquido llamado bilis. Entre los componentes de la bilis se encuentran los compuestos que tienen estructuras químicas similares al estearato sódico; Es decir, tienen un extremo hidrófilo (polar) y un extremo hidrofóbico (no polar). Estos compuestos emulsionan las grasas en el intestino y permiten así la digestión y absorción de vitaminas liposolubles a través de la pared intestinal. El término emulsionar significa "formar una emulsión", una suspensión de un líquido en otro, siendo la leche un ejemplo. Una sustancia que ayuda a la formación de una emulsión se llama un agente emulsionante. Si usted lee las etiquetas en los alimentos y otros materiales, encontrará que una variedad de productos químicos se utiliza como agentes emulsionantes. Estos productos químicos típicamente tienen un extremo hidrófilo y un extremo hidrófobo. Aunque el término sustancia química los hace ver como venenos, en realidad muchos de ellos son ácidos grasos como los empleados por las membranas celulares para construirse a sí mismas.

(15.4) Movimiento coloidal en los líquidos

Las moléculas de gas se mueven a una velocidad media que depende inversamente de su masa molar, en línea recta, hasta que chocan con algo. La trayectoria libre media es la distancia media que las moléculas viajan entre las colisiones. La teoría cinética-molecular de los gases supone que las moléculas de gas están en movimiento continuo y aleatorio. Las partículas coloidales en una solución sufren movimientos aleatorios como resultado de colisiones con moléculas disolventes.

Debido a que las partículas coloidales son masivas en comparación con las moléculas de disolvente, sus movimientos de cualquier colisión son muy pequeños. Sin embargo, hay muchas de tales colisiones, y causan un movimiento al azar de la partícula coloidal entera, llamada movimiento browniano. En 1905, Einstein desarrolló una ecuación para el cuadrado medio del desplazamiento de una partícula coloidal, un desarrollo históricamente muy importante ya que fue empleada para demostrar la existencia de los átomos. Como es de esperar, cuanto más grande es la partícula coloidal, más corta es su trayectoria libre media en un líquido dado. Hoy en día, la comprensión del movimiento browniano se aplica a diversos problemas en todo, desde la elaboración del queso hasta la obtención de imágenes médicas. 

R. Referencias bibliográficas

Regresar al Indice

Administration du grand dictionnaire universel. (1866). atome s. m. (phys.). Retrieved November 21, 2019, from https://fr.wikisource.org/wiki/Grand_dictionnaire_universel_du_XIXe_siècle/atome_s._m._(phys.)

Brady, J. E., & Humiston, G. E. (1986). General Chemistry: Principles and Structure. Wiley & Sons.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. (2009). Chemistry the central science (11th ed.). Pearson; Prentice Hall.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., & Stoltzfus, M. W. (2017). Chemistry, the central science (13th ed.). Boston: Pearson.

Brown, T. L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., & Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.

Chang, R. (2006). Chang’s “General Chemistry - Essential Concepts” (4th ed.). McGraw-Hill New York.

Chang, R. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill New York.

Chang, R., & Overby, J. (2011). General Chemistry,Th e Essential Concepts (11th ed.). McGraw-Hill New York.

Dalton, J. (2010). A new system of chemical philosophy (Vol. 1). Cambridge University Press.

Ebbing, D. D., & Gammon, S. D. (2008). General chemistry. (Houghton Mifflin Company, Ed.) (9th ed.). Bonston.

Felder, R. M., Rousseau, R. W., & Bullard, L. G. (2020). Elementary principles of chemical processes. John Wiley & Sons.

García-García, J. L. (2021). Deduciendo las relaciones entre las unidades de concentración en disoluciones líquidas. Educación Química, 32(3), 38–51.

Gilbert, T. R., Kirss, R. V, Foster, N., & Davies, G. (2012). Chemistry, the science in context (3rd ed.). W. W. Norton & Company, Inc.

Gorzynski, J. (2010). General, organic, and biological chemistry (1st ed.). McGraw-Hill Education.

IUPAC. (2019). Compendium of Chemical Terminology the “Gold Book.” (S. J. Chalk, Ed.) (2nd ed.). Compiled by A. D. McNaught and A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford. Retrieved from http://goldbook.iupac.org/

Jespersen, N. D., Brady, J. E., & Hyslop, A. (2012). Chemistry The Molecular Nature of Matter (6th ed.). USA: Wiley.

Laing, M. (1996). Bring back equivalent weight - If you want the kids to “think”! Journal of Chemical Education, 73(11), 1007–1012. https://doi.org/10.1021/ed073p1007

Lewis, G. N., & Randall, M. (1923). Thermodynamics and the free energy of chemical substances. McGraw-Hill.

Matamála, M., & Gonzalez, P. (1976). Química General. Cultural.

Mohr, F. (1855). Lehrbuch der chemisch-analytischen Titrirmethode; Vieweg und Sohn: Braunschweig,. Retrieved from https://play.google.com/store/books/details?id=KYpZAAAAYAAJ&rdid=book-KYpZAAAAYAAJ&rdot=1

Ohimain, E. I. (2016). Methanol contamination in traditionally fermented alcoholic beverages: the microbial dimension. SpringerPlus, 5(1), 1607.

Petrucci, R. H., Harwood, W. S., & Herring, F. G. (2003). Química General (8th ed.). Prentice Hall.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2010). General Chemistry Principles and Modern Applications (10th ed.). Pearson.

Raymond, K. W. (2014). General, Organic, and Biological Chemistry, an Integrated Aproach (4th ed.). Wiley.

Richter, J. B. (1792). Anfangsgründe der Stöchiometrie: oder, Messkunst chemischer Elemente. (Johann Friedrich Korn der Aeltere, Ed.). Germany: Breslau and Hirschberg. Retrieved from https://books.google.com.co/books?id=NhFQAAAAcAAJ&pg=PR1&redir_esc=y#v=onepage&q&f=false

Rocke, A. J. (1984). Chemical atomism in the nineteenth century: from Dalton to Cannizzaro. Ohio State University Press.

Silberberg, M. S. (2009). Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change (5th ed.). McGraw-Hill Education.

Timberlake, K. C. (2015). Chemistry An Introduction to General, Organic, and Biological Chemistry (15th ed.). USA: Pearson.

Wenzel, C. F. (1777). Lehre von der Verwandtschaft der Körper [Theory of the Affinity of Bodies (i.e., substances)] (in German). Dreßden, (Germany): Gotthelf August Gerlach.

Whitten, K. W., Davis, R. E., Peck, M. L., & Stanley, G. G. (2010). Chemistry (9th ed.). Brooks/Cole.

Wilhelm, S. (1989). Der historische Weg der Chemie. Aulis Verlag Deubner & Co KG, Köln.

Wurtz, C. A. (1860). Account of the Sessions of the International Congress of Chemists in Karlsruhe, on 3, 4, and 5. Retrieved November 21, 2019, from http://web.lemoyne.edu/~GIUNTA/karlsruhe.html

Zeising, A. (1856). Das Normalverhältnis der chemischen und morphologischen Proportionen; Weigel. Retrieved from https://archive.org/details/bub_gb_n8g6AAAAcAAJ/page/n99

Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2007). Chemistry (7th ed.). Boston: Houghton Mifflin Company.

Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & DeCoste, D. J. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.

E. Ejercicios resueltos

Regresar al Indice

👉 Demostraciones <Ejercicios analíticos para demostrar las respuestas analíticas o algoritmos de solución> (Pulse aquí)

👉 Ejemplos <Ejercicios Propios de la página> (Pulse aquí)

👉 Matamala y González <Libro de texto Ediciones Cultural - 1976> (Pulse aquí)

👉 Química general de Chang <Libro de texto de Raymond Chang> (Pulse aquí)

👉 Química la ciencia central <Libro de texto de Theodore E. Brown> (Pulse aquí)

👉 Libre Chem  <Chemistry LibreTexts> (Pulse aquí)

Demostraciones

En construcción

Ejemplos

En construcción

Matamala y Gonzalez 2ed

Unidades de concentración

(1) (Ejemplo 10-IIa Matamala y Gonzalez) En 95,5 g de H₂O se disuelven 13,0 g de NaCl para formar una disolución de densidad 1,086 g/ml. Hallar la concentración en tanto por ciento. Procedimiento.

(2) (Ejemplo 10-IIbi Matamala y Gonzalez) En 95,5 g de H₂O se disuelven 13,0 g de NaCl para formar una disolución de densidad 1,086 g/ml, hallar la concentración en gramos litro. Procedimiento.

(3) (Ejemplo 10-IIbii Matamala y Gonzalez) En 95,5 g de H₂O se disuelven 13,0 g de NaCl para formar una disolución de densidad 1,086 g/ml, hallar la concentración en gramos litro (se conoce su porcentaje en peso del punto I). Procedimiento.

(4) (Ejemplo 10-IIci Matamala y Gonzalez) En 95,5 g de H₂O se disuelven 13,0 g de NaCl para formar una disolución de densidad 1,086 g/ml, hallar la molaridad y normalidad. Procedimiento.

(5) (Ejemplo 10-IIcii Matamala y Gonzalez) En 95,5 g de H₂O se disuelven 13,0 g de NaCl para formar una disolución de densidad 1,086 g/ml, hallar la molaridad y normalidad (se conoce su concentración masa a volumen del punto II 130 g/L). Procedimiento.

(6) (Ejemplo 10-II completo Matamala y Gonzalez) En 95,5 g de H₂O se disuelven 13,0 g de NaCl para formar una disolución de densidad 1,086 g/ml, hallar (a) concentración en tanto por ciento en peso; (b) en gramos litro; (c) la molaridad; y (d) la normalidad. Procedimiento.

(7) (Ejemplo 10-IIIa Matamala y Gonzalez) Que peso en gramos de NaNO₃ debemos tomar para preparar la siguiente disolución en agua? 125 ml de disolución de modo que cada una contenga 25 mg de la sal. Respuesta.

(8) (Ejemplo 10-IIIb Matamala y Gonzalez) Que peso en gramos de NaNO₃ debemos tomar para preparar la siguiente disolución en agua? 500 ml de disolución 0,005M en NaNO₃. Respuesta.

(9) (Ejemplo 10-IIIc Matamala y Gonzalez) Que peso en gramos de NaNO₃ debemos tomar para preparar la siguiente disolución en agua? 200 ml conteniendo cada ml 35 mg de ion Na. (M=85 g/mol) Respuesta.

(10) (Ejemplo 10-IIId Matamala y Gonzalez) Que peso en gramos de NaNO₃ debemos tomar para preparar la siguiente disolución en agua? 70 ml de disolución 0,5 N. (M=85 g/mol) Respuesta.

(11) (Ejemplo 10-IIIe Matamala y Gonzalez) Que peso en gramos de NaNO₃ debemos tomar para preparar la siguiente disolución en agua? 80 g de disol al 4% en peso. (M=85 g/mol) Respuesta.

(12) (Ejemplo 10-IIIf Matamala y Gonzalez) Si tenemos 0,5 litros de NaNO₃ al 18% y densidad 1,1272 g/ml ¿Qué volumen de agua se precisa? Respuesta.

(13) (Ejemplo 10-IIIg Matamala y Gonzalez) Que peso en gramos de NaNO₃ debemos tomar para preparar la siguiente disolución en agua? 0,5 kg de disolución 0,05 molal. (M=85 g/mol) Respuesta.

(14) (Ejemplo IV Matamala y Gonzalez) Tenemos ácido nítrico de densidad 1,40 g/ml y riqueza de 68%. Calcular (a) la molaridad. (b) la normalidad. (c) la molalidad. Peso-fórmula HNO₃=63 Respuesta.

(15) (Ejemplo V Matamala y Gonzalez) Un reciente contiene 750 ml de ZnCl₂ 0,5 N. Calcular (a) gramos presentes de la sal, (b) molaridad, (c) moles presentes en el volumen dado. Peso-fórmula ZnCl₂ = 136,4. Respuesta.

(16) (Ejemplo VI Matamala y Gonzalez) Se dispone de 5 litros de H2SO4 al 0,2 N- Calcular: (a) Que volumen se debe separar para que contenga 10 g del ácido? (b) Que volumen contiene 0,2 moles? (c) Que volumen debemos medir para preparar 2 litros de ácido al 0,002 M? Peso fórmula = 98. Respuesta.

(17) (Ejercicio 10.2 Matamala y Gonzalez) En 90 g de agua se disuelven 25 g de soluto y el volumen final es de 100 ml ¿Cuál es la densidad en g/ml y cual en kg/L? Procedimiento. Procedimiento.

(18) (Ejercicio 10.3 Matamala y Gonzalez) En cierta cantidad de agua se disuelven 15,46 g de gas NH₃; el volumen de la solución resultante es de 100 ml y su densidad 0,9229. ¿Cuál es el porcentaje de NH₃ y cuál es el volumen inicial de agua? Procedimiento.

(19) (Ejercicio 10.4a Matamala y Gonzalez) Para calcular la concentración de CO₂ en el aire se hacen pasar 2 litros de aire seco a través de una disolución de NaOH con lo cual se observa un aumento de peso de 1,2 mg. Si la experiencia se hizo a 0 °C y 760 mmHg calcular el % en volumen de CO₂. Procedimiento.

(20) (Ejercicio 10.4bi Matamala y Gonzalez) Para calcular la concentración de CO₂ en el aire se hacen pasar 2 litros de aire seco a través de una disolución de NaOH con lo cual se observa un aumento de peso de 1,2 mg. Si la experiencia se hizo a 0 °C y 760 mmHg calcular los mililitros de CO₂ presentes en un litro de aire. Procedimiento.

(21) (Ejercicio 10.4bii Matamala y Gonzalez) Para calcular la concentración de CO₂ en el aire se hacen pasar 2 litros de aire seco a través de una disolución de NaOH con lo cual se observa un aumento de peso de 1,2 mg. Si la experiencia se hizo a 0 °C y 760 mmHg calcular los mililitros de CO₂ presentes en un litro de aire. (tenga en cuenta que el porcentaje en volumen fue del 0,03%) Procedimiento. Procedimiento.

(22) (Ejercicio 10.4 completo Matamala y Gonzalez) Para calcular la concentración de CO₂ en el aire se hacen pasar 2 litros de aire seco a través de una disolución de NaOH con lo cual se observa un aumento de peso de 1,2 mg. Si la experiencia se hizo a 0 °C y 760 mmHg, calcular (a) el % en volumen de CO₂; (b) los mililitros de CO₂ presentes en un litro de aire; (c) los mg de CO₂ presentes en un litro de aire. Procedimiento.

(23) (Ejercicio 10.5 Matamala y Gonzalez) Para calcular la solubilidad de cierta sal en el agua se ha operado así: a 100 ml de agua se agregaron 12 g de sal, se filtra el exceso, se seca y se pesa, dado 3,25 g. Exprese la solubilidad en porcentaje en peso. Procedimiento.

(24) (Ejercicio 10.6a Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos moles se H⁺ están presentes en 10 ml de HCl al 0,01 M? Procedimiento.

(25) (Ejercicio 10.6b-c Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos equivalentes y miliequivalentes de H⁺ están presentes en 10 ml de HCl al 0,01 M? Procedimiento. Procedimiento.

(26) (Ejercicio 10.6d Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos gramos de H⁺ están presentes en 10 ml de HCl al 0,01 M? Procedimiento. Procedimiento.

(27) (Ejercicio 10.6e Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos iones de H⁺ están presentes en 10 ml de HCl al 0,01 M? Procedimiento. Procedimiento.

(28) (Ejercicio 10.7a Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos moles se H⁺ están presentes en 10 ml de H₂SO₄ al 0,01 M totalmente ionizado? Procedimiento.

(29) (Ejercicio 10.7b-c Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos equivalentes y miliequivalentes de H⁺ están presentes en 10 ml de H₂SO₄ al 0,01 M totalmente ionizado? Procedimiento.

(30) (Ejercicio 10.7d Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos gramos de H⁺ están presentes en 10 ml de H₂SO₄ al 0,01 M totalmente ionizado? Procedimiento. Procedimiento.

(31) (Ejercicio 10.7e Matamala y Gonzalez) ¿Cuantos iones de H⁺ están presentes en 10 ml de H₂SO₄ al 0,01 M totalmente ionizado? Procedimiento.

(32) (Ejercicio 10.8a Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de HNO₃ empleando como ion de referencia al NO₃^—. Procedimiento.

(33) (Ejercicio 10.8b Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de HNO₃ empleando como referencia al NO. Procedimiento.

(34) (Ejercicio 10.8c Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de HNO₃ empleando como referencia al NH₂-NH₂. Procedimiento.

(35) (Ejercicio 10.8d Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de Na₂HPO₄ empleando como referencia al Na⁺. Procedimiento.

(36) (Ejercicio 10.8e Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de Na₂HPO₄ empleando como referencia al HPO₄^2—. Procedimiento.

(37) (Ejercicio 10.8f Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de CaCO₃ empleando como referencia al CaO. Procedimiento.

(38) (Ejercicio 10.8g Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de Ce⁴⁺ empleando como referencia al Ce³⁺. Procedimiento.

(39) (Ejercicio 10.8h Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de HgCl₂ empleando como referencia al Hg₂²⁺. Procedimiento.

(40) (Ejercicio 10.8i Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de HCOOCH₃ empleando como referencia al H⁺. Procedimiento.

(41) (Ejercicio 10.8j Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de (NH₄)₂SO₄ empleando como referencia al NH₄. Procedimiento.

(42) (Ejercicio 10.8k Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ empleando como referencia al SO₄^2—. Procedimiento.

(43) (Ejercicio 10.8l Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ empleando como referencia al Fe³⁺. Procedimiento.

(44) (Ejercicio 10.8m Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ empleando como referencia al Fe²⁺. Procedimiento.

(45) (Ejercicio 10.8n Matamala y Gonzalez) Calcule el meq-g de CaO empleando como referencia al Ca²⁺. Procedimiento.

(46) (Ejercicio 10.9a Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de NH₄Cl. Procedimiento.

(47) (Ejercicio 10.9b Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de (NH₄)₂SO₄. Procedimiento.

(48) (Ejercicio 10.9c Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de Ca(OH)₂. Procedimiento.

(49) (Ejercicio 10.9d Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de HCN. Procedimiento.

(50) (Ejercicio 10.9e Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de MgCl_2*6H₂O. Procedimiento.

(51) (Ejercicio 10.9f Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de AgNO₃. Procedimiento.

(52) (Ejercicio 10.9g Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de KHCO₃. Procedimiento.

(53) (Ejercicio 10.9hi Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de K₂Cr₂O₇. Procedimiento.

(54) (Ejercicio 10.9hii Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de K₂Cr₂O₇ disuelto en medio ácido que reduce el cromo +6 a cromo +3. Procedimiento.

(55) (Ejercicio 10.9i Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de NaOH. Procedimiento.

(56) (Ejercicio 10.9j Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de Na₂B₄O₇. Procedimiento.

(57) (Ejercicio 10.9k Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de SO₃. (Nota, asuma que el azufre se reduce desde +6 hasta +4). Procedimiento.

(58) (Ejercicio 10.9l Matamala y Gonzalez) Calcule los gramos contenidos en 1,00 ml de una solución al 0,100 N de I. Procedimiento.

(59) (Ejercicio 10.10 Matamala y Gonzalez) ¿Cuántos moles y cuantos gramos están presentes  en 3 litros de HCl al 2 N? Procedimiento.

(60) (Ejercicio 10.11 Matamala y Gonzalez) Se disuelven en agua 113 g de ZnSO₄ y después se completa hasta un litro. Calcule la normalidad y molaridad de la disolución. Procedimiento.

(61) (Ejercicio 10.12 Matamala y Gonzalez) El volumen total de una disolución de AlCl₃ en la que se disolvieron 88 g de la sal es de 300 ml. ¿Cuál es su normalidad? Procedimiento.

(62) (Ejercicio 10.13 Matamala y Gonzalez) Tenemos 250 ml de H₂SO₄ 2 M ¿Qué volumen final de ácido 1 N se podrá obtener agregando agua? Procedimiento.

(63) (Ejercicio 10.14 Matamala y Gonzalez) ¿Qué volumen de agua se debe agregar a 10 ml de HCl al 12 N para preparar una disolución al 2 N? Procedimiento.

(64) (Ejercicio 10.15 Matamala y Gonzalez) A 25 ml de HCl 2N se agregan 50 ml de HNO₃ 0,5N ¿Cuántos miliequivalentes de H⁺ tendré en la mezcla? ¿Cuál será la normalidad en ion H⁺? Procedimiento.

(65) (Ejercicio 10.16 Matamala y Gonzalez) ¿Qué volumen de H₂SO₄ concentrado, 36 N, debo tomar y cuánta agua debo agregar para preparar 1 litro de disolución al 1 molar, suponiendo que no haya variación de volumen? Procedimiento.

(66) (Ejercicio 10.17 Matamala y Gonzalez) ¿Qué volumen de solución al 1 N se KMnO₄ es necesario para oxidar 1,52 g de FeSO₄ en medio ácido? (Nota: el manganeso pasa a +2) Procedimiento.

(67) (Ejercicio 10.18.a Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 10 ml de NaOH 0,6 M. Procedimiento.

(68) (Ejercicio 10.18.b Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 0,4 g de NaOH. Procedimiento. Procedimiento.

(69) (Ejercicio 10.18.c Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 40 ml KOH 0,5 N. Procedimiento.

(70) (Ejercicio 10.18.d Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 0,2 g de Zn. Procedimiento.

(71) (Ejercicio 10.18.e Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 0,5 g CaCO₃. Procedimiento.

(72) (Ejercicio 10.18.f Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 25 ml de Ca(OH)₂ 0,04 M. Procedimiento.

(73) (Ejercicio 10.18.g Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 0,78 g de Al(OH)₃. Procedimiento.

(74) (Ejercicio 10.18.h Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 0.20 g NaHCO₃. Procedimiento.

(75) (Ejercicio 10.18.i Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 0,106 g de Na₂CO₃. Procedimiento.

(76) (Ejercicio 10.18.j Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 2 meq de BaCl₂. Procedimiento.

(77) (Ejercicio 10.18.k Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 0,4 moles de Ba(NO₃)₂. Procedimiento.

(78) (Ejercicio 10.18.l Matamala y Gonzalez) Cuantos ml de ácido sulfúrico 0,1 M se precisan para reaccionar con 5 ml NaOH al 2% y densidad 1,02.

(79) (Ejercicio 10.19a Matamala y Gonzalez) Escriba las reacciones y calcule empleando meq, cuantos ml de H3PO4 0,3 M se necesitan para reaccionar completamente con 60 ml de NaOH 0,12 N.

(80) (Ejercicio 10.19b Matamala y Gonzalez) Escriba las reacciones y calcule empleando meq, cuantos ml de H3PO4 0,3 M se necesitan para reaccionar completamente con 120 ml Ba(NO₃)₂ 0,12 M.

(81) (Ejercicio 10.19c Matamala y Gonzalez) Escriba las reacciones y calcule empleando meq, cuantos ml de H3PO4 0,3 M se necesitan para reaccionar completamente con 5,6 g de CaO del 90%.

(82) (Ejercicio 10.20 Matamala y Gonzalez) Un ácido sulfúrico comercial lleva la siguiente etiqueta 49% y densidad 1,40. Calcule para un litro los (a) gramos de ácido (b) gramos de agua (c) moles de ácido (d) molaridad (e) normalidad (f) molalidad (g) fracción molar del ácido.

(83) (Ejercicio 10.21a Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 20 ml que contienen 1,14 g de Al (SO₄)₃.

(84) (Ejercicio 10.21b Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 150 ml que contienen 43 g de Ca(NO₃)₂.

(85) (Ejercicio 10.21c Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 20 ml conteniendo 0,742 g de Na₂CO₃.

(86) (Ejercicio 10.21d Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 250 ml con 1,185 g de KMnO₄ (en medio ácido).

(87) (Ejercicio 10.21e Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 1 ml que contienen 2,43 mg de Mg²⁺.

(88) (Ejercicio 10.21f Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 300 ml con 2,81 g de Fe(SO₄)_3*9H₂O.

(89) (Ejercicio 10.21g Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 100 ml con 7,4 g de Cu(NO₃)_2*6H₂O.

(90) (Ejercicio 10.21h Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de disolución al 40% y densidad 1,25 de HNO₃.

(91) (Ejercicio 10.21i Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 20 ml H₂SO₄ 2 N + 100 ml de H₂O.

(92) (Ejercicio 10.21j Matamala y Gonzalez) Calcular la molaridad y normalidad de 20 ml de NaOH al 3M + 80 ml de H₂O.

(93) (Ejercicio 10.22a Matamala y Gonzalez) Calcular la concentración normal de NH₃ de densidad 0,90 al 28,4%.

(94) (Ejercicio 10.22b Matamala y Gonzalez) Calcular la concentración normal de HCl de densidad 1,18 al 35,4%.

(95) (Ejercicio 10.22c Matamala y Gonzalez) Calcular la concentración normal de HNO₃ de densidad 1,42 al 72,0%.

(96) (Ejercicio 10.22d Matamala y Gonzalez) Calcular la concentración normal de H₂SO₄ de densidad 1,84 al 95,0%.

(97) (Ejercicio 10.22e Matamala y Gonzalez) Calcular la concentración normal de CH₃COOH de densidad 1,05 al 99,5%.

(98) (Ejercicio 10.23a Matamala y Gonzalez)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Chang 10ed

Unidades de concentración

(99) (Problema 4,17; Chang 10^ed) Se mezclan dos soluciones acuosas de AgNO₃ y NaCl. ¿Cuál de los siguientes diagramas representa mejor la mezcla? YouTube.

  

(100) (Problema 4,59; Chang 10^ed*) Calcule la masa de KI en gramos requerida para preparar 5,00E2 mL de una solución 2,80 M. YouTube.

(101) (Problema 4,60; Chang 10^ed*) Describa cómo prepararía 250 ml de una solución de NaNO₃ 0,707 M. YouTube.

(102) (Problema 4,61; Chang 10^ed) ¿Cuántos moles de MgCl₂ hay en 60,0 mL de solución de MgCl₂ 0,100 M? YouTube. 

(103) (Problema 4,62; Chang 10^ed) ¿Cuántos gramos de KOH hay en 35,0 mL de una solución de 5,50 M? Respuesta.

(104) (Problema 4,63; Chang 10^ed) Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones: (a) 29,0 g de etanol (C₂H₅OH: 46 g/mol) en 545 ml de solución, (b) 15,4 g de sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁: 342 g/mol) en 74,0 ml de solución, (c) 9,00 g de cloruro de sodio (NaCl: 58 g/mol) en 86,4 ml de solución. Respuesta.

(105) (Problema 4,64; Chang 10^ed) Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones: (a) 6,57 g de metanol (CH₃OH) en 1,50E2 mL de solución, (b) 10,4 g de cloruro de calcio (CaCl₂) en 2,20E2 mL de solución, (c) 7,82 g de naftaleno (C₁₀H₈) en 85,2 ml de solución de benceno. Respuesta.

(106) (Problema 4,65; Chang 10^ed) Calcule el volumen en ml de una solución requerida para proporcionar lo siguiente: (a) 2,14 g de cloruro de sodio de una solución de 0,270 M, (b) 4,30 g de etanol de una solución de 1,50 M, (c) 0,85 g de ácido acético (CH3COOH) de una solución 0,30 M. Respuesta.

(107) (Problema 4,66; Chang 10^ed) Determine cuántos gramos de cada uno de los siguientes se necesitarían solutos para hacer 2,50x10² ml de un Solución 0.100 M: (a) yoduro de cesio (CsI), (b) sulfúrico ácido ( ), (c) carbonato de sodio ( ), (d) dicromato de potasio ( ), (e) permanganato de potasio ( ). Respuesta.

Cambios de concentración

(108) (Problema 4,69; Chang 10^ed) Describa cómo preparar 1,00 L de solución de HCl 0,646 M, comenzando con una solución de 2,00 M HCl. Respuesta.

(109) (Problema 4,70; Chang 10^ed) Se agrega agua a 25,0 ml de una solución de   0,866 M hasta que el volumen de la solución es exactamente 500 ml. ¿Cuál es la concentración de la solución final? Respuesta.

(110) (Problema 4,71; Chang 10^ed) ¿Cómo prepararía 60,0 ml de 0,200 M   a partir de una solución patrón de 4,00 M  ? Respuesta.

(111) (Problema 4,72; Chang 10^ed) Tiene 505 ml de una solución de HCl 0,125 M y desea diluirla a exactamente 0,100 M. ¿Cuánta agua debe agregar? Suponga que los volúmenes son aditivos. Respuesta.

(112) (Problema 4,73; Chang 10^ed) Una solución de KMnO₄ de 1,66 M de 35,2 ml se mezcla con 16,7 ml de solución de KMnO₄ de 0,892 M. Calcule la concentración de la solución final. Respuesta.

(113) (Problema 4,74; Chang 10^ed) Una solución de nitrato de calcio [Ca(NO₃)₂] de 46,2 ml y 0,568 M se mezcla con 80,5 ml de solución de nitrato de calcio 1,396 M. Calcule la concentración de la solución final. Respuesta.

Efecto de la temperatura en la solubilidad

(114) (Problema 12,27; Chang 10^ed) Una muestra de 3,20 g de una sal se disuelve en 9,10 g de agua para dar una solución saturada a 25 °C. ¿Cuál es la solubilidad (en g de sal / 100 g de H2O) de la sal? Respuesta.

(115) (Problema 12,28; Chang 10^ed) La solubilidad de KNO₃ es de 155 g por 100 g de agua a 75 ° C y 38.0 g a 25 ° C. ¿Qué masa (en gramos) de KNO₃ cristalizará en la solución si exactamente 100 g de su solución saturada a 75 ° C se enfrían a 25 °C? Respuesta.

(116) (Problema 12,29; Chang 10^ed) Una muestra de 50 g de KClO₃ impuro (solubilidad = 7,1 g por 100 g H₂O a 20 °C) está contaminada con 10 por ciento de KCl (solubilidad = 25,5 g por 100 g de H₂O a 20 °C). Calcule la cantidad mínima de agua a 20 °C necesaria para disolver todo el KCl de la muestra. ¿Cuánto KClO₃ quedará después de este tratamiento? (Suponga que las solubilidades no se ven afectadas por la presencia del otro compuesto). Respuesta.

Ley de Henry

(117) (Problema 12,37; Chang 10^ed) La solubilidad del CO₂ en agua a 25 °C y 1 atm es 0.034 mol / L. ¿Cuál es su solubilidad en condiciones atmosféricas? (La presión parcial de CO₂ en el aire es de 0,0003 atm.) Suponga que el CO₂ obedece la ley de Henry. Respuesta.

(118) (Problema 12,38; Chang 10^ed) La solubilidad del N₂ en la sangre a 37 °C y a una presión parcial de 0,80 atm es   mol/L. Un buzo de aguas profundas respira aire comprimido con una presión parcial de N₂ igual a 4,0 atm. Suponga que el volumen total de sangre en el cuerpo es 5,0 L. Calcule la cantidad de gas N₂ liberado (en litros a 37 °C y 1 atm) cuando el buzo regresa a la superficie del agua, donde la presión parcial de N₂ es 0,80 atm. Respuesta.

Ley de Raoult

(119) (Problema 12,49; Chang 10^ed) Se prepara una solución disolviendo 396 g de sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁) en 624 g de agua. ¿Cuál es la presión de vapor de esta solución a 30 °C? (La presión de vapor del agua es de 31.8 mmHg a 30 °C. Respuesta.

(120) (Problema 12,50; Chang 10^ed) ¿Cuántos gramos de sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁) se deben agregar a 552 g de agua para obtener una solución con una presión de vapor de 2,0 mmHg menor que la del agua pura a 20 °C? (La presión de vapor del agua a 20 °C es de 17,5 mmHg.) Respuesta.

(121) (Problema 12,51; Chang 10^ed) La presión de vapor del benceno es de 100,0 mmHg a 26,1 °C. Calcule la presión de vapor de una solución que contiene 24,6 g de alcanfor (M=152,23 g/mol) disuelto en 98,5 g de benceno (M=78,11 g/mol). (El alcanfor es un sólido de baja volatilidad). Respuesta.

(122) (Problema 12,52; Chang 10^ed) Las presiones de vapor de etanol (C₂H₅OH) y 1-propanol (C₃H₇OH) a 35 °C son 100 mmHg y 37,6 mmHg, respectivamente. Asuma un comportamiento ideal y calcule las presiones parciales de etanol y 1-propanol a 35 ° C sobre una solución de etanol en 1-propanol, en la que la fracción molar de etanol es 0,300. Respuesta.

(123) (Problema 12,53; Chang 10^ed) La presión de vapor de etanol (C₂H₅OH) a 20 ° C es de 44 mmHg, y la presión de vapor de metanol (CH₃OH) a la misma temperatura es de 94 mmHg. Se prepara una mezcla de 30.0 g de metanol y 45.0 g de etanol (y se puede suponer que se comporta como una solución ideal). (a) Calcule la presión de vapor de metanol y etanol por encima de esta solución a 20 ° C. (b) Calcule la fracción molar de metanol y etanol en el vapor por encima de esta solución a 20 ° C. (c) Sugiera un método para separar los dos componentes de la solución. Respuesta.

(124) (Problema 12,54; Chang 10^ed) ¿Cuántos gramos de urea [(NH₂)₂CO] deben agregarse a 450 g de agua para dar una solución con una presión de vapor 2,50 mmHg menor que la del agua pura a 30 ° C? (La presión de vapor del agua a 30 °C es 31.8 mmHg.) Respuesta.

Brown 13ed

(Brown et al., 2017)

Unidades de concentración

(125) (Problema 3.43; Brown 13ed) El nivel de concentración permisible de cloruro de vinilo, C₂H₃Cl, en la atmósfera de una planta química es 2,0x10^-6 g/L. (a) ¿Cuántos moles de cloruro de vinilo en cada litro representa esto? (b) ¿Cuántas moléculas por litro? (a)   (b)  . Procedimiento.

(126) (Problema 4.60; Brown 13ed) Su compañero de laboratorio le dice que ha preparado una solución que contiene 1.50 moles de NaOH en 1.50 L de solución acuosa y, por lo tanto, que la concentración de NaOH es 1.5 M. (a) ¿Es correcto? (b) Si no, ¿cuál es la concentración correcta? Procedimiento.

(127) (Problema 4.61; Brown 13ed) (a) Calcule la molaridad de una solución que contiene 0.175 mol de ZnCl₂ en exactamente 150 ml de solución. (b) ¿Cuántos moles de protones hay en 35,0 mL de una solución 4,50 M de ácido nítrico? (c) ¿Cuántos mililitros de una solución de NaOH 6,00 M se necesitan para proporcionar 0.350 mol de NaOH? Procedimiento.

(128) (Problema 4.62; Brown 13ed) (a) Calcule la molaridad de una solución hecha al disolver 12,5 g de Na₂CrO₄ en suficiente agua para formar exactamente 750 ml de solución. (b) ¿Cuantos moles de KBr se encuentran presents en 0,112 M de solución? (c) ¿Cuántos mililitros de HCl al 6,1 M se necesitan para obtener 0,150 mol de HCl? Procedimiento.

(129) (Problema 4.63; Brown 13ed) El hombre adulto promedio tiene un volumen sanguíneo total de 5,0 L. Si la concentración de iones de sodio en este individuo promedio es 0,135 M, ¿cuál es la masa de iones de sodio que circula en la sangre? Procedimiento.

(130) (Problema 4.64; Brown 13ed) Una persona que sufre de hiponatremia tiene una concentración de iones de sodio en la sangre de 0,118 M y un volumen total de sangre de 4,6 L. ¿Qué masa de cloruro de sodio necesitaría agregarse a la sangre para elevar la concentración de iones de sodio a 0,138 M, suponiendo que no hay cambio en el volumen de sangre? Procedimiento.

(131) (Problema 4.65; Brown 13ed) La concentración de alcohol (CH₃CH₂OH) en sangre, llamada "concentración de alcohol en sangre" o BAC, se administra en unidades de gramos de alcohol por 100 ml de sangre. La definición legal de intoxicación, en muchos estados de los Estados Unidos, es que el BAC es 0.08 o superior. ¿Cuál es la concentración de alcohol, en términos de molaridad, en la sangre si el BAC es 0,08? Procedimiento. Procedimiento.

(132) (Problema 4.66; Brown 13ed) El hombre adulto promedio tiene un volumen sanguíneo total de 5,0 L. Después de beber algunas cervezas, tiene un BAC de 0,10 (BAC= g/100ml). ¿Qué masa de alcohol circula en su sangre? Procedimiento.

(133) (Problema 4.67; Brown 13ed) (a) ¿Cuántos gramos de etanol, CH₃CH₂OH, debe disolver en agua para obtener 1,00 L de vodka (que es una solución acuosa que es 6,86 M de etanol)? (b) Usando la densidad de etanol (0,789 g/mL), calcule el volumen de etanol que necesita para hacer 1,00 L de vodka. Procedimiento.

(134) (Problema 4.68; Brown 13ed) Una taza de jugo de naranja fresco contiene 124 mg de ácido ascórbico (vitamina C, C₆H₈O₆). Dado que una taza = 236,6 mL, calcule la molaridad de la vitamina C en el jugo orgánico. Procedimiento.

Estequiometría de unidades de concentración y/o cambios de concentración

(135) (Problema 4.69; Brown 13ed) (a) ¿Cuál tendrá la mayor concentración de iones de potasio: 0,20 M KCl, 0,15 M K₂CrO₄ o 0,080 M K₃PO₄? (b) ¿Cuál contendrá la mayor cantidad de moles de iones de potasio: 30,0 mL de 0,15 M K₂CrO₄ o 25,0 mL de 0,080 M K₃PO₄? Procedimiento.

(136) (Problema 4.70; Brown 13ed) En cada uno de los siguientes pares, indique cuál tiene la mayor concentración de iones I: (a) 0,10 M BaI₂ o solución 0,25 M KI, (b) 100 ml de solución 0,10 M KI o 200 ml de solución 0,040 M ZnI₂, ( c) Solución HI 3,2 M o una solución hecha disolviendo 145 g de NaI en agua para obtener 150 ml de solución. Procedimiento.

(137) (Problema 4.71; Brown 13ed) Indique la concentración de cada ion o molécula presente en las siguientes soluciones: (a) 0,25 M NaNO₃, (b) 1,3×10^-2 M MgSO₄, (c) 0,0150 M C₆H₁₂O₆, (d) una mezcla de 45,0 mL de 0,272 M NaCl y 65,0 mL de 0,0247 M (NH₄)₂CO₃. Suponga que los volúmenes son aditivos. Procedimiento.

(138) (Problema 4.72a; Brown 13ed) Indique la concentración de cada ion presente en la solución formada mezclando 42,0 ml de NaOH 0,170 M con 37,6 ml de NaOH 0,400 M. Procedimiento.

(139) (Problema 4.72b; Brown 13ed) Indique la concentración de cada ion presente en la solución formada mezclando 44,0 ml de Na₂SO₄ 0,100 M con 25,0 ml de KCl 0,150 M. Procedimiento.

(140) (Problema 4.72c; Brown 13ed) Indique la concentración de cada ion presente en la solución formada mezclando 3,60 g de KCl en 75,0 mL de solución de CaCl₂ 0,250 M. Procedimiento.

(141) (Problema 4.73; Brown 13ed) Tiene una solución madre de 14,8 M de NH₃. ¿Cuántos mililitros de esta solución debería diluir para obtener 1000,0 mL de NH₃ 0,250 M? Si toma una porción de 10,0 mL de la solución madre y la diluye a un volumen total de 0,500 L, ¿cuál será la concentración de la solución final? Procedimiento.

(142) (Problema 4.74; Brown 13ed) (a) ¿Cuántos mililitros de una solución madre de 6,0 M HNO₃ tendría que usar para preparar 110 ml de 0,500 M HNO₃? (b) Si diluye 10,0 mL de la solución madre a un volumen final de 0,250 L, ¿cuál será la concentración de la solución diluida? Procedimiento.

(143) (Problema 4.75; Brown 13ed) (a) Comenzando con sacarosa sólida, C₁₂H₂₂O₁₁, describa cómo prepararía 250 ml de una solución de sacarosa 0,250 M. (b) Describa cómo prepararía 350,0 mL de 0,100 M C₁₂H₂₂O₁₁ comenzando con 3,00 L de 1,50 M C₁₂H₂₂O₁₁. Procedimiento.

(144) (Problema 4.76; Brown 13ed) (a) ¿Cuántos gramos de nitrato de plata sólido necesitaría para preparar 200,0 mL de una solución de AgNO3 0,150 M? (b) Un experimento requiere que use 100 ml de solución de HNO₃ 0,50 M. Todo lo que tiene disponible es una botella de 3.6 M HNO3. ¿Cuántos mililitros de la solución de HNO₃ 3,6 M y de agua necesita para preparar la solución deseada? Procedimiento.

(145) (Problema 4.77; Brown 13ed) El ácido acético puro, conocido como ácido acético glacial, es un líquido con una densidad de 1,049 g/mL a 25 °C. Calcule la molaridad de una solución de ácido acético preparada disolviendo 20,00 ml de ácido acético glacial a 25 °C en suficiente agua para obtener 250,0 ml de solución. Procedimiento.

(146) (Problema 4.78; Brown 13ed) El glicerol, C₃H₈O₃, es una sustancia utilizada ampliamente en la fabricación de cosméticos, alimentos, anticongelantes y plásticos. El glicerol es un líquido soluble en agua con una densidad de 1,2656 g/mL a 15 °C. Calcule la molaridad de una solución de glicerol preparada disolviendo 50,000 ml de glicerol a 15 °C en suficiente agua para obtener 250,00 ml de solución. Procedimiento.

(147) (Problema 13.39a; Brown 13ed) Calcule el porcentaje en masa de Na₂SO₄ en una solución que contiene 10,6 g de Na₂SO₄ en 483 g de agua. Procedimiento.

(148) (Problema 13.39b; Brown 13ed) Un mineral contiene 2,86 g de plata por tonelada de mineral. ¿Cuál es la concentración de plata en ppm? Procedimiento.

(149) (Problema 13.40a; Brown 13ed) ¿Cuál es el porcentaje en masa de yodo en una solución que contiene 0.035 mol I₂ en 125 g de CCl₄? Procedimiento.

(150) (Problema 13.40b; Brown 13ed) El agua de mar contiene 0,0079 g de Sr²⁺ por kilogramo de agua. ¿Cuál es la concentración de Sr²⁺ en ppm? Procedimiento.

(151) (Problema 13.41; Brown 13ed) Se prepara una solución que contiene 14,6 g de CH₃OH en 184 g de H₂O. Calcule (a) la fracción molar de CH₃OH, (b) el porcentaje en masa de CH₃OH, (c) la molalidad de CH₃OH. Procedimiento.

(152) (Problema 13.42a; Brown 13ed) Se prepara una solución que contiene 20,8 g de fenol (C₆H₅OH) en 425 g de etanol (CH₃CH₂OH). Calcule la fracción molar de fenol. Procedimiento.

(153) (Problema 13.42b; Brown 13ed) Se prepara una solución que contiene 20,8 g de fenol (C₆H₅OH) en 425 g de etanol (CH₃CH₂OH). Calcule el porcentaje en masa de fenol. Procedimiento.

(154) (Problema 13.42c; Brown 13ed) Se prepara una solución que contiene 20,8 g de fenol (C₆H₅OH) en 425 g de etanol (CH₃CH₂OH). Calcule la molalidad de fenol. Procedimiento.

(155) (Problema 13.43a; Brown 13ed) Calcule la molaridad de la siguiente solución acuosa: 0,540 g de Mg(NO₃)₂ en 250,0 mL de solución. Procedimiento.

(156) (Problema 13.43b; Brown 13ed) Calcule la molaridad de la siguiente solución acuosa: 22,4 g de LiClO_4*3H₂O en 125 mL de solución. Procedimiento.

(157) (Problema 13.43c; Brown 13ed) Calcule la molaridad de la siguiente solución acuosa: 25,0 mL de 3,50 M HNO₃ diluido a 0,250 L. Procedimiento.

(158) (Problema 13.44a; Brown 13ed) Calcule la molaridad de la siguiente solución: 15,0 g de Al₂(SO₄)₃ en 0,250 mL de solución. Procedimiento.

(159) (Problema 13.44b; Brown 13ed) Calcule la molaridad de la siguiente solución: 5,25 g de Mn(NO₃)_2*2 H₂O en 175 mL de solución. Procedimiento.

(160) (Problema 13.44c; Brown 13ed) Calcule la molaridad de la siguiente solución: 35,0 mL de 9,00 M H₂SO₄ diluido a 0,500 L? Procedimiento.

(161) (Problema 13.45a; Brown 13ed) Calcule la molalidad de la siguiente solución: 8,66 g de benceno (C₆H₆) disuelto en 23,6 g de tetracloruro de carbono (CCl₄). Procedimiento.

(162) (Problema 13.45b; Brown 13ed) Calcule la molalidad de la siguiente solución: 4,80 g de NaCl disuelto en 0,350 L de agua. Procedimiento.

(163) (Problema 13.46a; Brown 13ed) ¿Cuál es la molalidad de una solución que se forma al disolver 1,12 moles de KCl en 16,0 moles de agua? Procedimiento.

(164) (Problema 13.46b; Brown 13ed) ¿Cuántos gramos de azufre S₈ deben disolverse en 100,0 g de naftaleno (C₁₀H₈) para hacer una solución de 0,12 m? Procedimiento.

(165) (Problema 13.47a; Brown 13ed) Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g de H₂SO₄ por litro de solución tiene una densidad de 1,329 g/cm³. Calcule el porcentaje de masa. Procedimiento.

(166) (Problema 13.47b; Brown 13ed) Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g de H₂SO₄ por litro de solución tiene una densidad de 1,329 g/cm³. Calcule la fracción molar. Procedimiento.

(167) (Problema 13.47c; Brown 13ed) Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g de H₂SO₄ por litro de solución tiene una densidad de 1,329 g/cm³. Calcule la molalidad. Procedimiento.

(168) (Problema 13.47d; Brown 13ed) Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g de H₂SO₄ por litro de solución tiene una densidad de 1,329 g/cm³. Calcule la molaridad del H₂SO₄ en esta solución. Procedimiento.

(169) (Problema 13.48a; Brown 13ed) El ácido ascórbico (vitamina C, C₆H₈O₆) es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 g de ácido ascórbico disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1.22 g/ mL a 55 °C. Calcule el porcentaje de masa. Procedimiento.

(170) (Problema 13.48b; Brown 13ed) El ácido ascórbico (vitamina C, C₆H₈O₆) es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 g de ácido ascórbico disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1.22 g/ mL a 55 °C. Calcule la fracción molar. Procedimiento.

(171) (Problema 13.48c; Brown 13ed) El ácido ascórbico (vitamina C, C₆H₈O₆) es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 g de ácido ascórbico disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1.22 g/ mL a 55 °C. Calcule la molalidad. Procedimiento.

(172) (Problema 13.48d; Brown 13ed) El ácido ascórbico (vitamina C, C₆H₈O₆) es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 g de ácido ascórbico disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1.22 g/ mL a 55 °C. Calcule la molaridad del ácido ascórbico en esta solución. Procedimiento.

(173) (Problema 13.49a; Brown 13ed) La densidad del acetonitrilo (CH₃CN) es 0,786 g/mL y la densidad del metanol (CH₃OH) es 0,791 g/mL. Se prepara una solución disolviendo 22,5 ml de CH₃OH en 98,7 ml de CH₃CN. ¿Cuál es la fracción molar de metanol en la solución? Procedimiento.

(174) (Problema 13.49b; Brown 13ed) La densidad del acetonitrilo (CH₃CN) es 0,786 g/mL y la densidad del metanol (CH₃OH) es 0,791 g/mL. Se prepara una solución disolviendo 22,5 ml de CH₃OH en 98,7 ml de CH₃CN. ¿Cuál es la molalidad de la solución? Procedimiento.

(175) (Problema 13.49c; Brown 13ed) La densidad del acetonitrilo (CH₃CN) es 0,786 g/mL y la densidad del metanol (CH₃OH) es 0,791 g/mL. Se prepara una solución disolviendo 22,5 ml de CH₃OH en 98,7 ml de CH₃CN. Suponiendo que los volúmenes son aditivos, ¿cuál es la molaridad de CH₃OH en la solución? Procedimiento.

(176) (Problema 13.50a; Brown 13ed) La densidad del tolueno C₇H₈ es 0,867 g/mL, y la densidad del tiofeno C₄H₄S es 1,065 g/mL. Se prepara una solución disolviendo 8,10 g de tiofeno en 250,0 ml de tolueno.  Calcule la fracción molar de tiofeno en la solución. Procedimiento.

(177) (Problema 13.50b; Brown 13ed) La densidad del tolueno C₇H₈ es 0,867 g/mL, y la densidad del tiofeno C₄H₄S es 1,065 g/mL. Se prepara una solución disolviendo 8,10 g de tiofeno en 250,0 ml de tolueno Calcule la molalidad del tiofeno en la solución. Procedimiento.

(178) (Problema 13.50c; Brown 13ed) La densidad del tolueno C₇H₈ es 0,867 g/mL, y la densidad del tiofeno C₄H₄S es 1,065 g/mL. Se prepara una solución disolviendo 8,10 g de tiofeno en 250,0 ml de tolueno. Suponiendo que los volúmenes del soluto y el solvente son aditivos, ¿cuál es la molaridad del tiofeno en la solución? Procedimiento.

(179) (Problema 13.51a; Brown 13ed) Calcule el número de moles de soluto presentes: 600 mL de SrBr₂ 0,250 M. Procedimiento.

(180) (Problema 13.51b; Brown 13ed) Calcule el número de moles de soluto presentes: 86.4 g de solución de KCl 0,180 m. Procedimiento.

(181) (Problema 13.51c; Brown 13ed) Calcule el número de moles de soluto presentes: 124,0 g de una solución que es glucosa al 6,45% C₆H₁₂O₆ en masa. Procedimiento.

(182) (Problema 13.52a; Brown 13ed) Calcule el número de moles de soluto presentes: 255 mL de HNO₃(aq) 1,50 M. Procedimiento.

(183) (Problema 13.52b; Brown 13ed) Calcule el número de moles de soluto presentes: 50,0 mg de una solución acuosa que es 1,50 m NaCl. Procedimiento.

(184) (Problema 13.52c; Brown 13ed) Calcule el número de moles de soluto presentes: 75,0 g de una solución acuosa que es 1,50% de sacarosa C₁₂H₂₂O₁₁ en masa. Procedimiento.

(185) (Problema 13.53a; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución, comenzando con KBr sólido: 0,75 L de 1,5 _* 10^-2 M KBr. Procedimiento.

(186) (Problema 13.53b; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución, comenzando con KBr sólido: 125 g de 0.180 m KBr. Procedimiento.

(187) (Problema 13.53c; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución, comenzando con KBr sólido: 1,85 L de una solución que es 12,0% KBr en masa (la densidad de la solución es 1,10 g/mL). Procedimiento.

(188) (Problema 13.53d; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución, comenzando con KBr sólido: una solución 0,150 M de KBr que contiene suficiente KBr para precipitar 16,0 g de AgBr a partir de una solución que contiene 0,480 mol de AgNO₃. Procedimiento.

(189) (Problema 13.54a; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución: 1,50 L de solución 0,110 M de (NH₄)₂SO₄, comenzando con (NH₄)₂SO₄ sólido. Procedimiento.

(190) (Problema 13.54b; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución: 225 g de una solución de 0,65 m en Na₂CO₃, comenzando con el soluto sólido. Procedimiento.

(191) (Problema 13.54c; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución: 1,20 L de una solución que es 15,0% Pb(NO₃)₂ en masa (la densidad de la solución es 1,16 g/mL), comenzando con soluto sólido. Procedimiento.

(192) (Problema 13.54d; Brown 13ed) Describa cómo prepararía la siguiente solución: una solución 0,50 M de HCl que neutralizaría 5,5 g de Ba(OH)₂ comenzando con 6,0 M HCl. Procedimiento.

(193) (Problema 13.55; Brown 13ed) El ácido nítrico acuoso comercial tiene una densidad de 1,42 g/mL y es de 16 M. Calcule el porcentaje de HNO₃ en masa en la solución. Procedimiento.

(194) (Problema 13.56; Brown 13ed) El amoniaco acuoso concentrado comercial es NH3 al 28% en masa y tiene una densidad de 0,90 g/mL. ¿Cuál es la molaridad de esta solución? Procedimiento.

(195) (Problema 13.57a; Brown 13ed) El latón es una aleación sustitutiva que consta de una solución de cobre y zinc. Una muestra particular de latón rojo que consta de 80.0% de Cu y 20.0% de Zn en masa tiene una densidad de 8750 kg/m³. ¿Cuál es la molalidad del Zn en la solución sólida? Procedimiento.

(196) (Problema 13.57b; Brown 13ed) El latón es una aleación sustitutiva que consta de una solución de cobre y zinc. Una muestra particular de latón rojo que consta de 80.0% de Cu y 20.0% de Zn en masa tiene una densidad de 8750 kg/m³. ¿Cuál es la molaridad del Zn en la solución? Procedimiento.

(197) (Problema 13.58a; Brown 13ed) La cafeína (C₈H₁₀N₄O₂) es un alcaloide estimulante que se encuentra en el café y el té. Si una solución de cafeína en el solvente cloroformo (CHCl₃) tiene una concentración de 0,0500 m, calcule (a) el porcentaje de cafeína en masa. Procedimiento.

(198) (Problema 13.58b; Brown 13ed) La cafeína (C₈H₁₀N₄O₂) es un alcaloide estimulante que se encuentra en el café y el té. Si una solución de cafeína en el solvente cloroformo (CHCl₃) tiene una concentración de 0,0500 m, calcule (b) la fracción molar de cafeína en la solución. Procedimiento.

(199) (Problema 13.59; Brown 13ed) Durante el ciclo respiratorio típico de una persona, la concentración de CO2 en el aire expirado se eleva a un pico de 4,6% en volumen. (a) Calcule la presión parcial del CO₂ en el aire espirado en su pico, suponiendo una presión de 1 atm y una temperatura corporal de 37 °C. (b) ¿Cuál es la molaridad del CO₂ en el aire espirado en su pico, suponiendo una temperatura corporal de 37 °C? Procedimiento.

(200) (Problema 13.60a; Brown 13ed) Respirar aire que contiene 4,0% en volumen de CO₂ a lo largo del tiempo provoca una respiración rápida, dolor de cabeza punzante y náuseas, entre otros síntomas. ¿Cuál es la concentración de CO₂ en dicho aire en términos de porcentaje molar? Procedimiento.

(201) (Problema 13.60b; Brown 13ed) Respirar aire que contiene 4,0% en volumen de CO₂ a lo largo del tiempo provoca una respiración rápida, dolor de cabeza punzante y náuseas, entre otros síntomas. ¿Cuál es la concentración de CO₂ en dicho aire en términos de (b) molaridad, suponiendo una presión de 1 atm y una temperatura corporal de 37 °C? Procedimiento.

Factores que afectan a la solubilidad

(202) (Problema 13.23; Brown 13ed) La solubilidad de Cr(NO₃)₃9H₂O en agua es de 208 g por 100 g de agua a 15 °C. Se forma una solución de Cr(NO₃)₃9H₂O en agua a 35 ° C disolviendo 324 g en 100 g de agua. Cuando esta solución se enfría lentamente a 15 °C, no se forma precipitado. (a) ¿Qué término describe esta solución? (b) ¿Qué acción podría tomar para iniciar la cristalización? Utilice procesos de nivel molecular para explicar cómo funciona el procedimiento sugerido. Procedimiento.

(203) (Problema 13.24; Brown 13^ed) La solubilidad de MnSO₄H2O en agua a 20 °C es de 70 g por 100 mL de agua. (a) ¿Es una solución 1,22 M de MnSO_4*H₂O en agua a 20 °C saturada, sobresaturada o insaturada? (b) Dada una solución de MnSO_4*H₂O de concentración desconocida, ¿qué experimento podría realizar para determinar si la nueva solución es saturada, sobresaturada o insaturada? Procedimiento.

(204) (Problema 13.25; Brown 13^ed) Refiriéndose a la figura 13.15, determine si la adición de 40,0 g de cada uno de los siguientes sólidos iónicos a 100 g de agua a 40 °C conducirá a una solución saturada: (a) NaNO₃, (b) KCl, (c) K₂Cr₂O₇ , (d) Pb(NO₃)₂. Procedimiento.

(205) (Problema 13.25; Brown 13^ed) Refiriéndose a la figura 13.15, determine la masa de cada una de las siguientes sales necesarias para formar una solución saturada en 250 g de agua a 30 °C: (a) KClO₃, (b) Pb(NO₃)₂, (c) Ce₂(SO4)₃. Procedimiento.

Ley de Henry

(206) (Problema 13.37; Brown 13^ed) La constante de la ley de Henry para el gas helio en agua a 30 °C es 3,7x10^-4 M/atm y la constante para N₂ a 30 °C es 6,0x10^-4 M/atm. Si los dos gases están presentes a una presión de 1,5 atm, calcule la solubilidad de cada gas. Procedimiento.

(207) (Problema 13.38; Brown 13^ed) La presión parcial de O₂ en el aire al nivel del mar es de 0,21 atm. Con los datos de la tabla 13.1, junto con la ley de Henry, calcule la concentración molar de O₂ en el agua superficial de un lago de montaña saturado con aire a 20 °C y una presión atmosférica de 650 torr. Procedimiento.

Ley de Raoult

(208) (Problema 13.63; Brown 13^ed) Considere dos soluciones, una formada agregando 10 g de glucosa (C₆H₁₂O₆) a 1 L de agua y la otra formada agregando 10 g de sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁) a 1 L de agua. Calcule la presión de vapor para cada solución a 20 °C; la presión de vapor del agua pura a esta temperatura es de 17,5 torr. Procedimiento.

 

(209) (Problema 13.64; Brown 13^ed) (a) ¿Qué es una solución ideal? (b) La presión de vapor del agua pura a 60 ° C es 149 torr. La presión de vapor del agua sobre una solución a 60 ° C que contiene el mismo número de moles de agua y etilenglicol (un soluto no volátil) es 67 torr. ¿Es la solución ideal según la ley de Raoult? Explique. Procedimiento.

(210) (Problema 13.65a; Brown 13^ed) Calcule la presión de vapor del agua sobre una solución preparada agregando 22,5 g de lactosa (C₁₂H₂₂O₁₁) a 200,0 g de agua a 338 K. Procedimiento.

(211) (Problema 13.65b; Brown 13^ed) Calcule la masa de propilenglicol (C₃H₈O₂) que debe agregarse a 0,340 kg de agua para reducir la presión de vapor en 2,88 torr a 40 °C. Procedimiento.

(212) (Problema 13.66a; Brown 13^ed) Calcule la presión de vapor del agua sobre una solución preparada disolviendo 28,5 g de glicerina (C₃H₈O₃) en 125 g de agua a 343 K. Procedimiento.

(213) (Problema 13.66b; Brown 13^ed) Calcule la masa de etilenglicol (C₂H₆O₂) que debe agregarse a 1,00 kg de etanol (C₂H₅OH) para reducir su presión de vapor en 10.0 torr a 35 °C. La presión de vapor del etanol puro a 35 °C es 1,00×10² torr. Procedimiento.

(214) (Problema 13.67; Brown 13^ed) A 63,5 ° C, la presión de vapor de H₂O es de 175 torr y la del etanol (C₂H₅OH) es de 400 torr. Se prepara una solución mezclando masas iguales de H₂O y C₂H₅OH. (a) ¿Cuál es la fracción molar de etanol en la solución? (b) Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿cuál es la presión de vapor de la solución a 63,5 ° C? (c) ¿Cuál es la fracción molar de etanol en el vapor sobre la solución? Procedimiento.

(215) (Problema 13.68; Brown 13^ed) A 20 ° C, la presión de vapor del benceno (C₆H₆) es de 75 torr y la del tolueno (C₇H₈) es de 22 torr. Suponga que el benceno y el tolueno forman una solución ideal. (a) ¿Cuál es la composición en fracción molar de una solución que tiene una presión de vapor de 35 torr a 20 ° C? (b) ¿Cuál es la fracción molar de benceno en el vapor por encima de la solución descrita en el inciso a)? procedimiento.

Depresión del punto crioscópico y aumento delebulloscópico

(216) (Problema 13.69; Brown 13^ed) ¿Tiene una solución acuosa de NaCl 0,10 m un punto de ebullición más alto, un punto de ebullición más bajo o el mismo punto de ebullición que una solución acuosa de C₆H₁₂O₆ de 0,10 m? procedimiento.

(217) (Problema 13.70; Brown 13^ed) Disponga las siguientes soluciones acuosas, cada una al 10% en masa en soluto, en orden de punto de ebullición creciente: glucosa (C₆H₁₂O₆), sacarosa (C₁₂H₂₂O₁₁), nitrato de sodio (NaNO₃). Procedimiento.

(218) (Problema 13.71; Brown 13^ed) Enumere las siguientes soluciones acuosas en orden de aumento del punto de ebullición: 0,120 m de glucosa, 0,050 m de LiBr, 0,050 m de Zn(NO₃)₂. Procedimiento.

(219) (Problema 13.72; Brown 13^ed) Enumere las siguientes soluciones acuosas en orden de punto de congelación decreciente: 0,040 m de glicerina C₃H₈O₃, 0,020 m de KBr, 0,030 m de fenol C₆H₅OH. Procedimiento.

(220) (Problema 13.73a; Brown 13^ed) Utilizando los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y ebullición de cada una de las siguientes soluciones: (a) 0,22 m de glicerol (C₃H₈O₃) en etanol. Procedimiento.

(221) (Problema 13.73b; Brown 13^ed) Utilizando los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y ebullición de cada una de las siguientes soluciones: (b) 0,240 mol de naftaleno C₁₀H₈ en 2,45 mol de cloroformo. Procedimiento.

(222) (Problema 13.73c; Brown 13^ed) Utilizando los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y ebullición de cada una de las siguientes soluciones: (c) 1,50 g de NaCl en 0,250 kg de agua. Procedimiento.

(223) (Problema 13.73d; Brown 13^ed) Utilizando los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y ebullición de cada una de las siguientes soluciones: (d) 2,04 g de KBr (119 g/mol) y 4,82 g de glucosa (C₆H₁₂O₆) (180 g/mol) en 188 g de agua. Procedimiento.

(224) (Problema 13.74a; Brown 13^ed) Con los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y ebullición de: 0,25 m de glucosa en etanol. Procedimiento.

(225) (Problema 13.74b; Brown 13^ed) Con los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y

ebullición de: 20,0 g de decano, C₁₀H₂₂, en 50,0 g de CHCl₃. Procedimiento.

(226) (Problema 13.74c; Brown 13^ed) Con los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y ebullición de: 3,50 g de NaOH en 175 g de agua. Procedimiento.

(227) (Problema 13.74d; Brown 13^ed) Con los datos de la tabla 13.3, calcule los puntos de congelación y ebullición de: 0,45 moles de etilenglicol y 0,15 moles de KBr en 150 g de H₂O. Procedimiento.

(228) (Problema 13.75; Brown 13^ed) ¿Cuántos gramos de etilenglicol C₂H₆O₂ se deben agregar a 1,00 kg de agua para producir una solución que se congele a -5.00 ° C? procedimiento.

(229) (Problema 13.76; Brown 13^ed) ¿Cuál es el punto de congelación de una solución acuosa que hierve a 105,0 °C? Procedimiento.

Presión osmótica

(230) (Problema 13.77; Brown 13^ed) ¿Cuál es la presión osmótica que se forma al disolver 44,2 mg de aspirina C₉H₈O₄ en 0,358 L de agua a 25 ° C? Procedimiento.

(231) (Problema 13.78; Brown 13^ed) El agua de mar contiene 3,4 g de sales por cada litro de solución. Suponiendo que el soluto consiste enteramente en NaCl (de hecho, más del 90% de la sal es de hecho NaCl), calcule la presión osmótica del agua de mar a 20 °C. Procedimiento.

Cálculo de masas molares con propiedades coligativas

(232) (Problema 13.79; Brown 13^ed) La adrenalina es la hormona que desencadena la liberación de moléculas de glucosa adicionales en momentos de estrés o emergencia. Una solución de 0,64 g de adrenalina en 36,0 g de CCl₄ eleva el punto de ebullición en 0,49 °C. Calcule la masa molar aproximada de adrenalina a partir de estos datos. Procedimiento.

 (233) (Problema 13.80; Brown 13^ed) El alcohol laurílico se obtiene del aceite de coco y se utiliza para fabricar detergentes. Una solución de 5,00 g de alcohol laurílico en 0,100 kg de benceno se congela a 4,1 °C. ¿Cuál es la masa molar del alcohol laurílico a partir de estos datos? Procedimiento.

(234) (Problema 13.81; Brown 13^ed) La lisozima es una enzima que rompe las paredes de las células bacterianas. Una solución que contiene 0,150 g de esta enzima en 210 mL de solución tiene una presión osmótica de 0,953 torr a 25 ° C. ¿Cuál es la masa molar de la lisozima? Procedimiento.

(235) (Problema 13.82; Brown 13^ed) Se forma una solución acuosa diluida de un compuesto orgánico soluble en agua disolviendo 2,35 g del compuesto en agua para formar 0,250 L de solución. La solución resultante tiene una presión osmótica de 0,605 atm a 25 ° C. Suponiendo que el compuesto orgánico no es un electrolito, ¿cuál es su masa molar? Procedimiento.

(236) (Problema 13.83; Brown 13^ed) Se encuentra que la presión osmótica de una solución acuosa 0,010 M de CaCl2 es 0.674 atm a 25 ° C. (a) Calcule el factor de van’t Hoff, i, para la solución. (b) ¿Cómo esperaría que cambiara el valor de i a medida que la solución se volviera más concentrada? Explique. Procedimiento.

(237) (Problema 13.84; Brown 13^ed) Con base en los datos dados en la tabla 13.4, ¿qué solución daría la mayor disminución del punto de congelación, una solución de 0,030 m de NaCl o una solución de 0,020 m de K₂SO₄? ¿Cómo explica la desviación del comportamiento ideal y las diferencias observadas entre las dos sales? Procedimiento.

Libre chem

En construcción