Continuacion de propiedades coligativas...

AUMENTO EBULLOSCÓPICO

Es el aumento del punto de ebullición que experimenta un disolvente puro al formar una disolución con un soluto determinado. Se obtiene al calcular la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución y del disolvente puro.

Para calcular el ascenso se emplea la siguiente ecuación:

cambioT = Ke *m

Donde:

Te = es el ascenso ebulloscópico

Ke = constante de ebullición

m = molalidad

De igual manera cuando el soluto es ionico solo se incluye el coeficiente i.

cambioT = Ke *m*i

ejemplo:

Calcular la temperatura de ebullición cuando se disuelven 8g de glucosa en 450ml de agua (considerando la densidad del agua 1:1). (PMglucosa = 180 g/mol, Ke = 0.512 ºC / m)

Para calcular la molalidad primero necesitamos el numero de moles...

n = w / PM = (8g)  / (180 g/mol) = 0.044mol

m = n / kg = (0.044 mol) /(0.45 kg) = 0.02 m

cambioT = (0.512 ºC / m) (0.02 m) = 0.01024 ºC

Te = 100 ºC + 0.01024 ºC = 100.01024 ºC

Calcular la temperatura de ebullición si se disuelven 11g de sacarosa (NaCl, PM = 58.5) en 300 ml de agua. (Ke = 0.512 ºC / m)

NaCl -------------- Na+  +  Cl-         i = 2

n = (11g) / (58.5 g / mol) = 0.188mol

m = (0.188mol) / (0.3 kg) = 0.626 m

cambioT = (0.512 ºC / m) (0.626 m) (2) = 0.641 ºC

Te = 100 ºC + 0.641 ºC = 100.641 ºC

PRESIÓN DE VAPOR.

Es la presión de un sistema cuando el solido o el liquido se halla en equilibrio con su vapor.

La ecuación de la ley de Raoult establece que la presión de vapor de cada componente de una solución ideal es dependiente de la presión de vapor de cada componente individual y la fracción molar de cada componente en la disolución.

Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de la disolución siempre es menor que el disolvente puro. De esta forma la relación entre la presión de vapor de la solución y la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. La ecuación nos dice que:

La presión parcial de un disolvente sobre una disolución P1 esta dada por la presión de vapor del disolvente puro P⁰₁, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución X1.

P1 = X1  P⁰₁

En una solución donde solo contenga un soluto se tiene que X1 = 1- X2, donde X2 es la fracción molar pudiendo también representar la formula de la siguiente manera:

P1 = (1 - X2) P⁰₁

P⁰₁- P1 = cambioP = X2P⁰₁

Ejemplo:

 Calcular la presión de vapor de una disolución k contiene 200g de glucosa en 500ml de agua a 30 ºC (P1 = 31.51 mmHg, PMglucosa = 180 g/mol, PMagua = 18 g / mol)

Primero tenemos que calcular el numero de moles de ambos compuestos en la solución para poder obtener las fracciones molares.

nglucosa = w / PM = (200g) / (180 g / mol) = 1.111 mol

nagua = w / PM = (500g) / (18 g / mol) = 27.77 mol

Calculamos la fracción molar de uno de los componentes:

Xglucosa = (1.111 mol) / (1.111 mol + 27.77 mol) = 0.3845

Calculamos el cambio de presión:

cambioP = (0.3845) (31.51 mmHg) = 1.2118 mmHg

P1 = (31.51 mmHg) - (1.2118 mmHg) = 30.299 mm Hg

REFERENCIAS.

• http://www.google.com.mx/search?q=ascenso+ebullosc%C3%B3pico&rls=com.microsoft:es:IE-SearchBox&ie=UTF-8&oe=UTF-8&sourceid=ie7&rlz=1I7ADRA_esMX445&redir_esc=&ei=j_OpTpS1CMbJsQLIs7GHDw
• http://www.cie.unam.mx/~ojs/pub/Liquid3/node22.html

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Todas las propiedades consideradas dependen sólo del número de partículas de soluto presentes, no de su naturaleza, y por esta razon se llaman propiedades coligativas.
Se supondran dos cosas:

1. Que el soluto es no volatil.
2. El soluto no se disuelve en el disolvente sólido.

Esta última es demaciado drástica, aunque es válida para muchas mezclas.
El descenso crioscópico, el aumento ebulloscópio y la presión osmótica son las propiedades coligaticas k analizaremos aquí.

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACION O DESCENSO CRIOSCÓPICO
Es en el descenso de la temperatura de congelación de un líquido al añadirle una sustancia soluble.
Este descenso será tanto mayor cuanto más sustancia se disuelva, pero tambien depende de la naturaleza del líquido y del soluto (sustancia que se disuelve).
DT = Kc · m
donde:
Kc = la constante de congelacion
m = la molalidad de la solucion
DT = es el cambio de al temperatura de la congelacion.

Ejemplo:

Cuanto desciende la temperatura de 600 gramos de benceno al añadir 90 gramos de glucosa

moles de glucosa= 90/180 = 0.5 moles

Kg benceno= 0.6

m = 0.5/0.6 = 0.833

K(benceno) = 5.12

DT = K · m = 5.12 · 0.833 = 4.26

La temperatura de congelación del benceno descenderá 4.26º C. La temperatura de congelación del benceno puro es de 5.5, por tanto la temperatura de congelación de esta disolución será de (5.5 - 4.26) = 1.24º C.

Soluciones electroliticas

Se llaman soluciones electrolíticas a todas aquellas en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando iones.

En este caso se en el descenso crioscópico se tienen que considerar el numero de moles de iones presentes en la solucion.

NaCl ------------ Na+        +        Cl-

en el ejemplo anterior tenemos que i = 2.

Por lo tanto  queda  la ecuacion de la siquiente manera:

DT = Kc · m · i
donde:
Kc = la constante de congelacion
m = la molalidad de la solucion
DT = es el cambio de al temperatura de la congelacion.
i = coeficiente de Varit Hoff (indica la cantidad de especies presentes que provienen de un soluto tras la disolución del mismo en un solvente dado).

ejemplo:
Calcular la temperatura de congelacion si se disuelve 18g de CaCl2 en 300ml de agua(considerando la densidad del agua como 1 : 1). (Kc = 1.86 °C/m, PM = 182g / mol)
Tenemos que:
CaCl2 -------------- Ca+     +     2Cl          i = 3
la molalidad es igua:
m = n / kg de disolucion
donde n = numero de moles, que tambien es igual a:
n = w / PM
donde w = peso de soluto, PM = peso molecular
Sstituimos en la segunda ecuacion para optener el numero de moles y porteriormente calular la molalidad.
n = (18g) / (182 g/mol) = 0.0989 mol
m = (0.0989 mol) / (0.3kg)= 0.2967 m
Ahora sustituimos en la formula de descenso crioscópico
DT = (1.86 °C/m) (0.2967 m) (3) = 1.6555 °C
por lo tanto la temperaturad de congelacion de la solucion final sera de:
Tf = 0 °C - 1.6555 °C = -1.6555 °C

REFERENCIAS.

• http://www.todoexpertos.com/categorias/ciencias-e-ingenieria/quimica/respuestas/1254506/descenso-crioscopico
• http://es.wikipedia.org/wiki/Descenso_criosc%C3%B3pico
• Atkins. Fisicoquimica. Tercera edicion. 1991.

EJERCICIOS DE GASES

Un gas ideal es sometido a una compresion isodiametrica que reduce su volumen en 2.20 dm³. La presión y volumen final del gas son 3.78 X 10³ mmHg y  4.65dm³, respectivamente. Calcular la presión inicial del gas.

Se usa la formula P1 V1 = P2 V2 (Ley de Boyle)

Despejamos en la caución P1 (es la que desconocemos), dejando una ecuacion así:

P1 = P2 V2 / V1

Sustituimos:

P1 = (3.78 X 10³ mmHg) ( 4.65dm³) / (2.20 dm³) = 7,989.545 mmHg

En un recipiente de volumen 10 dm³ a 298 K, se introduce un mol N₂de y 3 moles de H₂. ¿Cuáles son las presiones parciales de los gases y cual es la presión total?

Suponiendo que los gases son ideales: calcular Pj (presión parcial) usando la ecuación

Pj = nj (RT/V) (gases parciales o ley de Dalton)

P(N₂) = 1 mol { (0.082L*atm/mol*K) (298 K) / (10 dm³) } = 2.443 atm

P(H₂) = 3 moles { (0.082L*atm/mol*K) (298 K) / (10 dm³) } = 7.33 atm

Por lo tanto la presión total es: P = (2.443 + 7.33 )atm = 9.773 atm

En un proceso industrial, se calienta nitrógeno en un recipiente a volumen constante hasta 500K. Si el gas entra en el recipiente a un presión de 100 atm y un temperatura de 300 K, ¿Qué presión ejerce a la temperatura de trabajo?

Suponiendo que el gas es ideal se usa la siguiente ecuación:  P₁ / T₁= P₂ / T₂ (variación de la ley de Gay-Lussac)

Despejamos de la ecuación la presión final o numero dos, quedando de la siguiente forma:

P1 = (P2*T1) / T2

Si sustituimos:

P1 = (100 atm * 500K) / 300 K= 166.67 atm

Una cantidad de gas tiene un volumen de 180 ml a 313 K y una presión de 800 mmHg ¿Cuál sera el volumen en las condiciones estándar (760 mmHg y 273 K)?

Suponiendo que se trata de un gas ideal: (P1 * V1) / T1 = (P2 * V2) / T2 (forma combinada de la ley de los gases)

Si despejamos de la ecuación el volumen final o el volumen numero 2:

V2 = {(P1 * V1) / T1}{T2 / P2} = {(80 mmHg * 180 ml) / 313 K}{273 K / 76 mmHg)= 165.25 ml

Una muestra de oxígeno recogida sobre agua a 20ºC y 790 mm Hg ocupa un volumen de 486 ml. ¿Cuantos gramos de oxígeno se tienen? ¿Cuantas moles? ¿ Cuantas moléculas?

DATOS: Peso atómico: O = 16 ; Presión de vapor del agua a 20ºC = 17,5 mm Hg

Al recogerse el oxígeno sobre agua, en la fase gaseosa habrá una mezcla de dos gases: el propio Oxígeno y el vapor de agua. Por ello, teniendo en cuenta la Ley de las presiones parciales de Dalton, la presión total será la suma de las presiones parciales de ambos gases, de las cuales conocemos la del agua: 17,5 mm Hg, por lo que podemos determinar la del Oxígeno:



Referencias.
Atkins. Fisicoquímica. Tercera edición. 1991.

GASES

PROPIEDADES DE LOS GASES.
 1.- Se adaptan a la forma del recipiente, tratando de utilizar el mayor espacio posible ocupando así la forma del recipiente que lo contiene.
2.- Se dejan comprimir fasilmente. Al haber espacios entre las moléculas, las moléculas se pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen cuando se les aplica presión.
3.- Al no existir fuerzas intermoleculares pueden difundirse con facilidad.
4.- La energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la temperatura aplicada.

FACTORES QUE AFECTAN A LOS GASES.

• Presión
• Temperatura
• Volumen
• Cantidad de gas

CLARIFICACIÓN.
Los puede haber de dos tipos:
Gases reales.
Se define como un gas con un comportamiento termodinámico que no sigue la ecuación de estado de los gases ideales.
Un gas puede ser considerado como real, a elevadas presiones y bajas temperaturas, es decir, con valores de densidad bastante grandes.
Gases ideales.
Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí.

LEY DE GAY-LUSSAC
La ley de Gay-Lussac dice:

• Si el volumen de una cierta cantidad de gas a presión moderada se mantiene constante, el cociente entre presión y temperatura (Kelvin) permanece constante:

P / T = Constante

donde:

• P es la presión
• T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin)

LEY DE DALTON O DE LAS PRESIONES PARCIALES.
Establece que la presión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si solo uno ocupase todo el volumen de la mezcla, sin cambiar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases.
Cuando Dalton formuló por primera vez su teoría atómica poco había elaborado la teoría acerca de la vaporización del agua y del comportamiento de las mezclas gaseosas. A partir de sus mediciones dedujo que dos gases son una mezcla y que actuaban de una manera mutuamente independiente.
Se puede calcular la presión parcial de cada componente, si se conoce el número de moles de cada uno de los gases que se encuentran en la mezcla encerrada en un volumen determinado y a una temperatura dada. Debido a que las partículas de cada gas componente se conducen de una forma diferente, la presión total que ejerza la mezcla será el resultado de todas las partículas.

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle).
Es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presion de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:



donde  k es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante k para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

P₁ / V₁ = P₂ / V₂

donde:
P₁ = presión inicial
 V₁ = volumen inicial
P₂ = presión final
V₂ = volumen final

Ley de Gay Lussac
Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por lo tanto aumenta el número de choques contra las paredes por unidad de tiempo, es decir, aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento del proceso, el cociente entre la presión y la temperatura absoluta tenía un valor constante.
Una manera de expresar la ley es la siguiente:

P₁ / T₁ = P₂ / T₂

Donde:
P₁ = presión inicial
T₁ = temperatura inicial
P₂ = presión final
T₂ = temperatura final

Existe una forma combinada de los gases que se muestrar a continuación:

P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂

_Donde:

P₁ = presión inicial
T₁ = temperatura inicial
V₁ = volumen inicial
P₂ = presión final
T₂ = temperatura final
V₂ = volumen final

Ley de los gases ideales.

Las moléculas de los gases se mueven libremente chocando contra las paredes del recipiente que los contiene, lo que origina la presión del gas. Cuanto mayor sea la temperatura, mayor será la velocidad de las moléculas y, por tanto, mayor debe ser el volumen para que la presión no varíe. Su formula es:

PV = n - RT

Donde:

P = presión

V = volumen

n = numero de moles ( w / µ)

R = constante (0.082 L*atm/mol K)

T = temperatura

A continuación se muestra una pagina donde se demuestra una forma de la ley.http://www.educaplus.org/gases/gasideal.html

Referencias.
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_las_presiones_parciales
http://www.educaplus.org/play-260-Ley-combinada-de-los-gases.html
http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/materia/gasideal.htm

Práctica 1

A continuación se presentan las respuestas de los ejercicios  de la practica:
Parte I.
A. Preparar 100 ml de disolucion de CuSO₄ 0.100M, a partir de CuSO₄ sólido: Corresponde a 1.59g
B. Preparar 100ml de disolucion de CuSO₄ 0.0100M a partir de CuSO₄ 0.100M (dilución): corresponde a 10ml
Parte II.
A. preparar 100 g de una disolucion de NaCl al 3.0% en masa: Corresponde a 3 g de NaCl y 97 g de agua (o 97ml de agua)
B. Preparar 100ml de disolucion de NaCl al 3.0% masa/volumen: Corresponde a 3 gr de NaCl.
Parte III.
A. Preparar 100ml de HCl 0.100 M, a partir de HCl concentrado (37% en masa y densidad de 1.18 g/ml): Corresponde a 0.83ml de ácido.
B. Preparar 100ml de H₂SO₄ 0.100M, a partir de H₂SO₄ concentrado (98% en masa, densidad de 1.87):
Corresponde a 0.293ml de ácido.
C. Preparar 100ml de HCl 0.100N, a partir de HCl concentrado (37% de pureza y densidad de 1.87): Corresponde a 0.836 de ácido.
D. Preparar 100ml de H₂SO₄ 0.100N a partir de H₂SO₄ concentrado (98% en masa, densidad de 1.87): Corresponde  a 0.267 ml.
Cuestionario.

Cuestionario

1.       Completar la siguiente tabla con los ejemplos que se piden para las distintas disoluciones que pueden existir, dependiendo del estado del soluto y el solvente en cada caso.

Fase dispersora (solvente)	Fase dispersa (soluto)	Ejemplo
Líquido	Sólido	H2O con NaCl
Sólido	Líquido	Ag con Hg
Líquido	Gaseoso	H2O con O2
Gaseoso	Sólido	N2 con I
Líquido	Líquido	H2O con CH3CH2OH
Gaseoso	Gaseoso	O2 con N2
Sólido	Sólido	Zn con Sn
Gaseoso	Líquido	CO2 con H2O
Sólido	Gaseoso	Pd con H2

2.       Si la fórmula de molaridad es M = n/l, ¿por qué se pesa la masa del soluto para preparar la disolución y no se usan directamente los moles?

Porque “mol/l” son las unidades empleadas para expresar la concentración de la disolución; sin embargo, para conocer el número de moles, se requiere conocer la masa del soluto, ya que:

n = masa/PM     o     n = M*V.

3.       ¿Por qué en la disolución porcentual en masa se considera la masa del agua, mientras que en la disolución porcentual masa/volumen no se toma en cuenta?

La disolución porcentual en masa, es una relación que expresa los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 gramos de solución. Está forma de expresar la concentración implica al momento de preparar una solución, pesar separadamente el soluto y el solvente. En el caso de la disolución porcentual masa/volumen se expresan los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 ml de solución.

4.       ¿Existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico? Explicar por qué.

No existen diferencias entre una disolución 0.100 M y una disolución 0.100 N de ácido clorhídrico, puesto que N = no. de equivalentes/l y el ácido clorhídrico sólo posee un equivalente (H),  la Molaridad y la Normalidad son equivalentes.

5.       Al preparar una disolución 0.100 N de ácido sulfúrico ¿Se debe establecer la reacción química que se dará al utilizar este reactivo? ¿Y si se prepara la disolución 0.100 M se debe tomar en cuenta el mismo criterio? Justifique su respuesta.

No ya que cuando se va a preparar una solución de la misma substancia que tiene el mismo No. de equivalentes que tiene para compartir, por ello no es necesario realizar todo el procedimiento.

6.       Clasifica las reacciones señaladas en el punto 7, con base en el tipo de reacción (neutralización acido-base o redox).

a)      Neutralizacion

b)      Neutralizacio

c)       Neutralizacion

d)      Redox

e)      Redox

7.       Indica el número de equivalentes para los compuestos, en los que ocurren las siguientes reacciones.

a) H₃PO_{4 (ac)}        +             2 NaOH _(ac)                          Na₂HPO_{4 (ac)}       +             2 H₂O

R = 5

b) Ca (OH)_{2 (s)}     +             2HCl _(ac)                                CaCl_{2 (s)} +             2H₂O

R = 4

c) HNO_{3 (ac)}         +             NaOH _(ac)                             NaNO_{3 (ac)}           +             H₂O

R = 2

d) 2HNO_{3 (ac)}      +             3H₂S _(g)                                 2NO _(g)      +    3S⁰ _(g)    +    4H₂O

R = 8

e) 3NaNO_{3 (ac)}    +    8Al⁰ _(s)    +    5NaOH _(ac)    +    18H₂O                    8NaAl (OH)_{4 (ac)}    +    3NH_{3 (g)}

R = 8

8.       El frasco de donde se obtuvo el H₂SO₄  tiene las siguientes especificaciones: masa molar = 98.09 g/mol, densidad = 1,87g/mL, % de pureza = 98. Reportar la concentración del H₂SO₄  en:

a)      % masa (considerando 100mL de disolución)

(100mL)(  = 187g        ;       187g                      100%

                                                                                                               Xg                      98%             X = 183.26g

                            (183.26g H₂SO₄  ÷ (2g H₂O +183.26g H₂SO₄)) × 100% = 98.92043614%

b)      % masa/volumen (considerando 100mL de disolución)

                                     (183.26g ÷ 100mL) × 100% = 183.26%

c)       Molaridad (considerando 100mL de disolución)

                                      183.26 ÷ 98.09g/mol = 1.868284229mol

                                     1.868284229mol ÷ 0.1L = 18.68284229M

d)      Normalidad (considerando 100mL de disolución)

                         N= M × #eq

                               18.68284229 × 2 = 37.3656N

                                                                                         

                                    

                     

Bibliografía.

-           Benson S. W. Cálculos Químicos. Una introducción al uso de las matemáticas en la química. 2010. Ed. Limusa Wiley. pp. 111-112.

-          Ayres, Gilbert. Química Analítica Cuantitativa. Editorial Harla. México, D.F. 1980.