Soluciones
Es una mezcla homogénea de dos o mas
sustancias químicas tal que el tamaño molecular de
la partículas sea inferior a 10-9 m.
Se llama mezcla coloidal cuando el tamaño de
partícula va de 10-9 m a 2 x10-7 m.
Se llama suspensión cuando el tamaño de las
partículas es del orden de 2 x10-7 m.
Ejemplo de soluciones
Estado de la
Estado del
Estado del
Ejemplo
solución
disolvente
soluto
GAS
GAS
GAS
LÍQUIDO
LÍQUIDO
GAS
LÍQUIDO
LÍQUIDO
LÍQUIDO
ROH en H2O
LÍQUIDO
LÍQUIDO
SÓLIDO
SAL en H2O
SÓLIDO
SÓLIDO
GAS
H2 en Pd
SÓLIDO
SÓLIDO
LÍQUIDO
Hg en Ag
SÓLIDO
SÓLIDO
SÓLIDO
Ag EN Au
AIRE
O2 en H2O
Disolución de gases en líquidos
Mínimas interacciones soluto-soluto
La solubilidad disminuye con la temperatura.
La solubilidad aumenta con la presión.
Mayor presión
Disolución de gases en
líquidos
Todos los gases en agua se disuelven
liberando calor.
CaCO3 (s)
 CaO (s) + CO2 (g)
CO2 (g) + H2O (l)  Solución + q
Disolución de gases en líquidos
Ley de Henry
S = kH . P
•Se cumple
para gases que
no reaccionan
con el solvente.
Solubilidad de Gases
Aplicación de la ley de Henry
¿Que pasa cuando destapo una
gaseosa?
CO2(g) + H2O 
H2CO3
Cuando se destapa, la P de CO2
cae a 0,03 atm,  la solubilidad y
por lo tanto el CO2 que sobre se
escapa de la solución.
Gases - Solubilidad
Solubilidad del CO2 es 33
mM a 25°C y 1 atm
Solubilidad del O2 es
0.014 mM a 25°C y 1 atm
Solubilidad (mM)
Relación entre la solubilidad de un gas
y la temperatura
Temperatura (oC)
Soluto-Solvente
Gas
Líquido
Sólido
Mezclas
Homogéneas
(soluciones)
Gas
Líquido
Sólido
Mezclas
Heterogéneas
Propiedades de
las soluciones
solubilidad
La solubilidad de una sustancia en un líquido dado,
depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de
la temperatura y de la presión. Las variaciones del
valor de la presión atmosférica solo producen cambios
despreciables en la solubilidad de los líquidos o de los
sólidos en líquidos. En cambio la solubilidad de los
gases en los líquidos varía en proporción directa de la
presión parcial del gas que se solubiliza. En los sólidos
y líquidos la mayoría de las solubilidades aumentan
con la temperatura.
Disoluciones ideales. La solubilidad de un sólido, en una disolución ideal,
depende de la temperatura, del punto de fusión del sólido y de su calor molar de
fusión Hf. En una disolución ideal el calor de disolución es igual al calor de
fusión, el cual se supone que es una constante independiente de la temperatura.
En estas disoluciones, la solubilidad no está afectada por la naturaleza del
disolvente. La ecuación deducida, a partir de consideraciones termodinámicas,
para una disolución ideal de un sólido en un líquido es
 H f
ln x2   
 R
 1 1 
 T  T 
0

 H f

x2  exp
(T0  T )
2
 RT0

en la que X2 es la solubilidad ideal del soluto expresada en fracción molar, T0 el
punto de fusión del soluto en grados absolutos y T la temperatura absoluta de la
disolución. A temperaturas superiores al punto de fusión, el soluto está en estado
líquido, y en una disolución ideal el soluto líquido es miscible en todas las
proporciones con el disolvente. Por tanto, la ecuación no es aplicable cuando T > To.
Esta ecuación también resulta inadecuada para temperaturas considerablemente
inferiores al punto de fusión, en las que ya no puede utilizarse Hf.
¿Como depende la solubilidad de
la temperatura ?
 H f   1 1 
ln x2   
 


 R   T T0 
Variación de la solubilidad con la temperatura
Propiedades coligativas
Las propiedades macroscópicas de
las soluciones, denominadas
propiedades coligativas, sólo
dependen del número de partículas
del soluto disueltas,
independientemente de la especie
química.
Propiedades coligativas
•Descenso de la presión de vapor
•Ascenso ebulloscópico
•Descenso crioscópico
•Presión osmótica
Propiedades coligativas
•Descenso de la presión de vapor
•Ascenso ebulloscópico
•Descenso crioscópico
•Presión osmótica
Ley de Raoult (soluto no volátil, no iónico, disuelto en solvente volátil)
p
p0
Líquido puro
Solución
0
x2
x1 + x2 = 1
Agregamos un
soluto no volátil
p = x1p0
1
Ley de Raoult
La presión de vapor del solvente en
presencia de un soluto es proporcional a la
fracción molar del solvente.
P1 = P° 1
Una solución que cumple la ley de Raoult a
cualquier concentración es una solución
ideal.
p = x1 p0
Ley de Raoult
Teniendo en cuenta que: x1 + x2 = 1
p = (1 - x2) p0
Propiedad
coligativa
p p
 x2
0
p
0
Descenso relativo
de la presión de
vapor
Que
consecuencias
tiene el descenso
de la pv ?
•Aumento del punto
de ebullición.
•Disminución del punto
de fusión.
Ley de Raoult
Presión de vapor
P°
P1 = P° 1
disolvente
1
Presión de vapor, P
Ley de Raoult
Fracción molar del solvente, Xsolvente
P1 = P* 1
Descenso de la presión de vapor
Comienzo
Más tarde
Descenso de la presión de vapor
A partir de:
P1 = P° 1
(Ley de Raoult)
 P = P° - P1 = P° 2
 P = P° 2
Propiedades coligativas
•Descenso de la presión de vapor
•Ascenso ebulloscópico
•Descenso crioscópico
•Presión osmótica
Ascenso ebulloscópico
 Te = T - T0 = ke m
Descenso
de la presión
de vapor
p0
 Te = ke m
ke = Constante molal de
ascenso ebulloscópico
Unidades = ° / molalidad
= kg ° / mol
Solvente
Puro
p
Solución
Aumento
del punto
de ebullición
T0 T
Temperatura
Descenso de
la presión de
vapor
Presión de vapor
A
Solvente
Puro
T - T0 = T
(distancia AB)
A  p0 = 1 atm
B
p0
C
C  p (ambos a T0)
p
Solución
Distancia AC
equivale a p0 - p
Aumento
de Teb
Como p0 es cte.
T0 T
Temperatura
AC  (p0-p)/p0
Soluciones diluidas: las curvas son paralelas en la zona del
punto de ebullición y AB/AC es cte.
T = kex2 (ya que AC  (p0-p)/p0 = x2, Ley de Raoult)
Descenso
de la presión
de vapor
Presión de vapor
p0
Solvente
Puro
p
Solución
Clausius Clapeyron
H v
p1
ln

p2
R
Aumento
de Teb
T0 T
1 1
  
 T1 T2 
Reemplazamos T1 y T2 por T0
y T:
Temperatura
H v
p
ln 0  
R
p
 1 1
H v
    
R
 T0 T 
 T  T0 


 T0T 
T = T - T0 y como para soluciones diluidas
T y T0 no son muy diferentes : T0TT02
Además p/p0 = 1 - x2 (Ley de Raoult)
H v T
ln(1  x2 )  
R T0 2
ln(1  x2 )   x2  2 x2 2  3 x2 3 ...
1
H v T
x2 
R T0 2
1
2
y
RT0
T 
x2
H v
Como x2 = n2/(n1+n2) ≈ n2/n1 = n2/w1M1
2
RT0 n 2
T 
Lv w1
Lv calor de vaporización por gramo de solvente = Hv/M1
m = molalidad = (n2/w1).1000
2
RT0
T 
m
1000Lv
T = Ke.m
Descenso crioscópico
 Tf = T0 - T = kf m
 Tf = kf m
Constantes del punto de ebullición y del punto de fusión
Solvente
Punto de
fusión, oC
Acetona
Benceno
Alcanfor
Tetracloruro de carbono
Ciclohexano
Naftaleno
Fenol
Agua
Punto de
ebullición, oC
Agua
Presión (atm)
Solución 1
Líquido
Hielo
1
Vapor
- 0,5
0
 Tc
100
Temperatura (°C)
 Te
110
Agua
Solución 1
Presión (atm)
Solución 2
Líquido
Hielo
1
Vapor
0
Temperatura (°C)
100
374
Descenso crioscópico
 T = T0 - T = kf m
 T = kf m
kf = Constante molal de descenso crioscópico
Unidades = ° / molalidad = kg ° / mol
Descenso crioscópico
 T = Ti - Tf = kf m
T=
kf
W2 1000
PM2 W1
Crioscopía
2
0
MART
T  mB
Hf x1000
Kc
Que
factores
afectan
K c?
•El descenso crioscópico sólo depende del número
de partículas.
•Por lo tanto, soluciones de la misma molalidad de glucosa
sacarosa, urea, etc. Producen el mismo T
•Que ocurriría, con el descenso crioscópico, si se prepara
una solución de NaCl de la misma molalidad ?
Descenso crioscópico para algunas
soluciones acuosas
Soluto
Concentración de las soluciones
0,001 m
0,01 m
Sacarosa
0,00186
0,0186
NaCl
0,0036
0,036
AlCl3
0,0079
0,079
Disoluciones de sólidos iónicos en líquidos
NaCl (s)  Na+ (ac) + Cl- (ac)
Factor i de Van’t Hoff
i=
Propiedad coligativa experimental
Propiedad coligativa teórica
Factor i de Van’t Hoff para distintos
solutos en solución acuosa
Soluto
Concentración de las soluciones
0,001 m
0,01 m
NaCl
1,97
1,94
MgSO4
1,82
1,53
K2SO4
2,84
2,69
AlCl3
3,82
3,36
T = i m Kc
Factor
i
de
van’t Hoff
Si el electrolito
se disocia
completamente,
i = número de
iones.
Como determinar el factor i de van’t Hoff ?
T(electrolito)
i
T(no electrolito)
Cuál será el valor
de i cuando el
electrolito no
se disocia
completamente?
AxBy
xAz+ + yBz-
m = molalidad del electrolito
 = grado de disociación

electrolito disociado

electrolito total
.m = nro.de moles disociados (por 1000g de solv.)
m - m. = m(1-)  nro. de moles sin disociar
m = nro.de moles disociados
m(1 - ) = nro. de moles sin disociar
además
x(m.) = nro. de moles de la especie Az+
y(m.) = nro. De moles de la especie Bzmt = m(1 - ) + x(m.) + y(m.) = m(1-) + (x + y) m =
m[ (1-) + (x + y) ] = [(1-) + n].m = [1 +  (n 1)] m
mt = [1 +  (n -1)] m
Tc  mtKc
Tc  Kcm1  n  1)
i
i1

n 1
Propiedades coligativas
•Descenso de la presión de vapor
•Ascenso ebulloscópico
•Descenso crioscópico
•Presión osmótica
Ósmosis
El flujo de solvente desde una solución diluida
hacia una solución más concentrada a través de
una membrana semipermeable recibe el nombre
de ósmosis.
Una membrana semipermeable permite el
pasaje de solvente y no de solutos.
Soluto
Membrana
semipermeable
Solvente
Presión osmótica
Presión = 
Niveles
iguales
Disolución
Disolvente
Membrana semipermeable
Es la presión necesaria para detener el flujo de solvente.
Presión osmótica
Presión
osmótica
Membrana
semipermeable
 = mRT
Ecuación de van’t Hoff
Solución
concentrada
membrana
semipermeable
Solución
diluida
La presión aplicada 
detiene el flujo neto de
solvente
Solución
Membrana
Semipermeable
Solvente
puro
Baja concentración
de soluto
Alta concentración
de soluto
Alta concentración
de soluto
Baja concentración
de soluto
Tonicidad de las soluciones
Propiedad de la membrana en el sentido de dejar pasar el
solvente y no el soluto.
Se clasifican en:
•Isotónicas
•Hipotónicas
•Hipertónicas
Solución hipotónica
Solución isotónica
Solución hipertónica
NaCl 150 mM
300 mOsm
ó
Glucosa
300 mOsm
No hemólisis
Soluciones isotónicas
Agua
destilada
Hemólisis instantánea
Solución hipotónica
NaCl 100 mM
200 mOsm
Hemólisis en 1 hora
Solución hipotónica
NaCl 300 mM
600 mOsm
ó
Glucosa
600 mOsm
Crenación
Soluciones hipertónicas
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