Descenso de la presión de vapor

Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.

A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil.

Este efecto es el resultado de dos factores:

1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.
2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.

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 EJEMPLOS

a un mol de azucar, se le añade 19 moles de agua a 30°C si la presión de vapor del H2O es 31.51 mmHg

¿Cuál será la presión de vapor de la mezcla?

X2=n soluto/n soluto+n disolvente=1/1+19=1/20=0.05

P1=P1°-Ap

                   AP=X2P1°    P1=31.51mmHg-1.57 mmHg

                        =0.05(31.51mmHg)

Ap=1.57mHg                                                =29.93mmHg

calcular la presión de vapor de una disulución preparada al disolver 218g de glucosa en 460 mL de agua a 30°C

Glucosa PM=180g/mol                                              H2OPM=18

                              180g_______1 mol                                            118g___1 mol

                              218g______X                      =1.21mol                 460g___X=25.55

X2=n soluto/n soluto + disolvente=1.21/26.76=0.0452

(0.0452)(31.51mmHg)                                                            P1=30.06 mmHg

=1.41795-31.51mmHg                                                          AP=1.42mmHg

P1=30.09mmHg

calcule la presión de vapor de una disolición preparada al disolver 82.4 g de urea(PM 60) en 212 mL de H2O a 35°C(42.18 mmHg)

1 mol _____60g

X_________82.4g

X=1.3733

X2=n soluto/n soluto de solvente= 1.3733/2.69883=0.5088

(0.5088)(42.18 mmHg)=21.4611

21.4611mmHg-42.18mmHg=20.719

PRESIÓN DE VAPOR

Presión de vapor, presión que ejerce el vapor en equilibrio con el líquido o el sólido que lo origina a determinada temperatura.

Todos los sólidos y líquidos producen vapores consistentes en átomos o moléculas que se han evaporado de sus formas condensadas. Si la sustancia, sólida o líquida, ocupa una parte de un recipiente cerrado, las moléculas que escapan no se pueden difundir ilimitadamente sino que se acumulan en el espacio libre por encima de la superficie del sólido o el líquido, y se establece un equilibrio dinámico entre los átomos y las moléculas que escapan del líquido o sólido y las que vuelven a él. La presión correspondiente a este equilibrio es la presión de vapor y depende sólo dela naturaleza del líquido o el sólido y de la temperatura, pero no depende del volumen del vapor; por tanto, los vapores saturados no cumplen la ley de Boyle-Mariotte.

La presión de vapor en los líquidos crece rápidamente al aumentar la temperatura; así, cuando la presión de vapor es igual a 1 atmósfera, el líquido se encuentra en su punto de ebullición ya que el vapor, al vencer la presión exterior, se puede formar en toda la masa del líquido y no sólo en su superficie.

Cuando un soluto no volátil se disuelve en un líquido disminuye la presión de vapor del disolvente, pues las moléculas de soluto, al ser de mayor volumen, se comportan como una barrera que impide el paso de las moléculas de disolvente al estado de vapor.

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                                                    BIBLIOGRAFÍA

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COEFICIENTE DE VAN´T HOFF

Las leyes que rigen la presión osmótica de una disolución diluida fueron descubiertas por el botánico alemán W. F. P. Pfeffer y el químico holandés J. H. van’t Hoff, y afirman lo siguiente:

La presión osmótica de una disolución diluida a temperatura constante es directamente proporcional a su concentración.
La presión osmótica de una disolución dada es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Estas leyes son análogas a la de Boyle-Mariotte y a la de Charles y Gay-Lussac para los gases ideales, por lo que puede emplearse una ecuación similar: V = nRT

donde es la presión osmótica, V el volumen que contiene 1 mol de soluto, T la temperatura absoluta, n la cantidad de soluto en moles y R la constante molar de los gases, que vale 8,3145 JK^-1mol^-1.

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                                   BIBLIOGRAFÍA

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 EJEMPLOS

calcular la temperatura de ebullición de una solución que contiene 13 g de AlCl3 en 150g de agua.

Keb H2O=0.152°C/ mol/kg

TebH2O=100°C                                    ATeb=Ke.m.i

i=4

PMAlCl3=133g/mol                                                                    1mol___133g

m= mol/kg=0.097mol/0.15kg                                                      X_____13g

                                                                                                  X=0.097mol

ATeb=Keb.m.i

(0.512 °C/mol/kg)(0.6516 mol/kg)(4)= 1.3344°C                     con AlCl3=101.3344°C

i= punto de ebullición, punto de congelación, punto de vapor, presión osmótica

calcular la temperatura de ebulli´ción de una disolución de glucosa al 9% en peso

                 9g glucosa+91g H2O=100

m=mol/kg H2O=        0.05mol/0.091kg=0.54mol/kg

PM=180____mol

           9g____X                  X=0.05 mol

ATeb=(0.512°C/mol/k)(0.54 mol/kg)=0.2764°C

                             100+0.2764=100.2764

SOLUCIONES ELECTROLITICAS

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

 

En una solución de NaCl, KClo Na2SO4 no hay ni una sola molécula de cloruro de sodio, cloruro de potasio osulfato de sodio. Así:

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

KCl ----------> K+ + Cl-

Na2SO4 ---------> Na+ + Na+ + SO4-

Disociación electrolítica

Los iones, que están ya preformados en la sal, aun en su forma cristalina, se disocian al entrar en solución siempre y cuando haya alguna fuerza que pueda romper sus enlaces.

PUNTO DE EBULLICIÓN

Punto de ebullición, temperatura a la que la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión atmosférica existente sobre dicho líquido. A temperaturas inferiores al punto de ebullición (p.e.), la evaporación tiene lugar únicamente en la superficie del líquido. Durante la ebullición se forma vapor en el interior del líquido, que sale a la superficie en forma de burbujas, con el característico hervor tumultuoso de la ebullición. Cuando el líquido es una sustancia simple o una mezcla azeotrópica, continúa hirviendo mientras se le aporte calor, sin aumentar la temperatura; esto quiere decir que la ebullición se produce a una temperatura y presión constantes con independencia de la cantidad de calor aplicada al líquido.

Cuando se aumenta la presión sobre un líquido, el p.e. aumenta. El agua, sometida a una presión de 1 atmósfera (101.325 pascales), hierve a 100 °C, pero a una presión de 217 atmósferas el p.e. alcanza su valor máximo, 374 °C. Por encima de esta temperatura, (la temperatura crítica del agua) el agua en estado líquido es idéntica al vapor saturado.

Al reducir la presión sobre un líquido, baja el valor del p.e. A mayores alturas, donde la presión es menor, el agua hierve por debajo de 100 °C. Si la presión sobre una muestra de agua desciende a 6 pascales, la ebullición tendrá lugar a 0 °C.

Los puntos de ebullición se dan dentro de un amplio margen de temperaturas. El p.e. más bajo es el del helio, -268,9 °C; el más alto es probablemente el del volframio, unos 5.900 °C. Los puntos de ebullición correspondientes a los distintos elementos y compuestos que se citan en sus respectivos artículos, se refieren a la presión atmosférica normal, a no ser que se especifique otra distinta.

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                                                       BIBLIOGRAFÍA

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ejemplos
Una solución consiste de 7.5g de un soluto orgánico en 75g de CCl4, ebulle a 89°C ¿Cuál es el peso molecular del soluto?
TebCCl4=76.8°C
Ateb=Keb.m                                 89°C
Keb  5.02°C/mol/kg
ATeb=Tebsoln-Tebdisol v=89°C-76.8°C=12.2=ATeb
Ateb=Keb m
m=Ateb/Keb=12.2°C/5.02°C/mol/kg= 2.43 mol/kg

PM= 7.5g/0.0182=0.18 moles

ejercicios

Calcular la temperatura de congelación de una disolución de glucosa al 9% sabiendo que es una solución 0.55m

(1.86°)mol(kg)(0.55 mol/k)=1.023°C

   T c = 0°C-1.023°C= -1.023°C

Calcular la temperatura de congelación cuando se disuelven 10 grs de glucosa en 525ml de agua.

                    Kc=1.86°C/ mol/kg                              m=mol/kg de disolvente

ATc= 1.86°C/mol/kg                              d= H₂O= 1 g/ml

525gml de agua = 525g H20=0.525 kgH2O

m= 0.055mol/0.525kg H2O= 0.1058                                n= masa/PM=log/180g=0.055

ATC=(1.86°C mol/kg)(0.1058mol/kg)0.195°C

Tc=0°C-0.195=0.195°C

Una solución acuosa contiene 2% en peso de urea, 31 en peso de glucosa, y 7% en peso del glicerol.

¿Cuál es el punto de congelación considerando 1000ml de disolvente?

PM urea=60

PM Glucosa=180                     ATC=(1.80°C/mv/kg)(m)

PM glicerol=92

n=masa/PM           = 2g/60=0.033

n glucosa= 0.016                        m=n=0.125mol/kg

Tc=0°C-0.2825°C Tc=-0.2325°C

Calcular el peso molecular y la molaridad de un soluto cuando se disuelven 5.8gr de compuesto en 50 ml de agua. La mezcla se congela a -3.72°C

        ATC=Kc.m           Tc=0°C-3.72°C =-3.72°C

m= ATC/Kc=3.72°C/1.80°C/g/mol= 2 mol/kg           

2 mol_________kg

X____________0.05 Kg

X=0.10 mol

PM= masa/n = 5.8 g/0.10 mol=58 g/mol

Calcular el PM de un aminoácido cuando se ponen 15 mg de este en 2 ml de agua destilada la temperatura de congelación es de -0.186°C

¿qué aminoácido es?

m=ATc/Kc= 0.186°C/1.86°C/gmol=0.1 mol/kg

                                                           .1mol____K

                                                       X=.15 mol_____.15kg

PM=masa/n                             0.1mol/kg________1 kg

                                                    0.0002______0.002kg

PM=0.015/0.0002g=75

                                      

DESCENSO CROSCÓPICO

Se conoce como descenso crioscópico o depresión del punto de fusión a la disminución de la temperatura del punto de congelaciónque experimenta una disolución respecto a la del disolvente puro.

Todas las disoluciones en las que, al enfriarse, el disolvente solidifica puro sin el soluto, tienen una temperatura de congelación inferior al disolvente puro. La magnitud del descenso crioscópico, ∆T_c, viene dada por la diferencia de temperaturas de congelación (o de fusión) del disolvente puro y de la disolución, T_f^* y T_f, respectivamente:

 El descenso crioscópico es una de las propiedades coligativas y por lo tanto, la magnitud del descenso sólo depende de la naturaleza del disolvente y de la cantidad de soluto disuelta, es decir, es independiente de la naturaleza de este último. Cualquier soluto, en la misma cantidad, produce el mismo efecto.

Las primeras investigaciones sobre este fenómeno se deben al químico francés Françoin Marie Raoult y datan de 1882. Raoult definió una ecuación experimental que reproduce bien los datos que se obtienen a bajas concentraciones, donde la curva se aproxima a una recta. Otros científicos, entre los que destacan Jacobus Henricus van 't Hoff, Wilhelm Ostwald y Ernst Otto Beckmann, ampliaron posteriormente los estudios sobre el descenso crioscópico.
La aplicación del descenso crioscópico fue esencial para el estudio de las propiedades de las sustancias, ya que permitió la determinación de sus masas moleculares de forma precisa. También fue fundamental para la confirmación de la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius y para la determinación de coeficientes de actividad.


El descenso crioscópico ha encontrado aplicaciones prácticas fuera de los laboratorios de investigación, como en el uso de anticongelantes para evitar que los circuitos de refrigeración de los motores de los vehículos o los mismos combustibles se congelen cuando las temperaturas bajan en invierno, para la determinación de la adulteración de la leche con agua, para la preparación de disoluciones en la industria farmacéutica, para análisis clínicos de sangre y orina, etc.

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                                                        BIBLIOGRAFIA
                                        http://quimicautnfrt.galeon.com/TemaN7.htm

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Propiedades coligativas, propiedades de las disoluciones que dependen del número de partículas en un volumen de disolvente determinado, y no de la masa de dichas partículas ni de su naturaleza. Entre las propiedades coligativas figuran el descenso de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y la presión osmótica (véase Ósmosis). Las medidas de estas propiedades en una disolución acuosa diluida de un soluto no ionizado, como la urea o la glucosa, pueden permitir determinar con precisión las masas moleculares relativas. En el caso de solutos ionizados, las medidas pueden llevar a una estimación del porcentaje de ionización que tiene lugar. Las modificaciones debidas a solutos gaseosos son despreciables.

PRESIÓN DE VAPOR

La relación entre el descenso de la presión de vapor y la concentración viene dada por la ley de Raoult, que afirma que el descenso relativo de la presión de vapor es igual a la fracción molar del soluto en la disolución:

En esta fórmula, p₀ es la presión de vapor del disolvente puro, p la presión de vapor de la disolución, n es la cantidad de soluto en moles y N la cantidad de disolvente en moles.

Puesto que esta relación sólo se cumple para disoluciones muy diluidas, en las que n es muy pequeño frente a N, la fórmula puede aproximarse por la siguiente ecuación:

El lado izquierdo de la ecuación corresponde al descenso relativo de la presión de vapor: el descenso absoluto dividido por la presión de vapor original. El lado derecho de la ecuación es el cociente entre el número de partículas del soluto y el número de partículas del disolvente.

PUNTO DE EBULLICIÓN Y PUNTO DE CONGELACIÓN

Tanto la elevación del punto de ebullición como el descenso del punto de congelación son proporcionales al descenso de la presión de vapor, siempre que sólo se consideren disoluciones diluidas de solutos no volátiles.

Para una masa fija de 1 kg de disolvente, el cambio de temperatura viene dado por δT = Km/M

donde m es la masa de soluto, M la masa molecular relativa del soluto y K la constante ebulloscópica o crioscópica, característica de cada disolvente.

PRESIÓN OSMOTICA

Las leyes que rigen la presión osmótica de una disolución diluida fueron descubiertas por el botánico alemán W. F. P. Pfeffer y el químico holandés J. H. van’t Hoff, y afirman lo siguiente:

La presión osmótica de una disolución diluida a temperatura constante es directamente proporcional a su concentración.
La presión osmótica de una disolución dada es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Estas leyes son análogas a la de Boyle-Mariotte y a la de Charles y Gay-Lussac para los gases ideales, por lo que puede emplearse una ecuación similar: pV = nRT

donde p es la presión osmótica, V el volumen que contiene 1 mol de soluto, T la temperatura absoluta, n la cantidad de soluto en moles y R la constante molar de los gases, que vale 8,3145 JK^-1mol^-1.

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                                                                BIBLIOGRAFÍA

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SOLUBILIDAD

Solubilidad, de una sustancia en un disolvente, es la cantidad de esa sustancia contenida en cien gramos de disolvente, a una temperatura y presión dadas.

Una disolución está saturada a una determinada presión y temperatura cuando contiene disuelta la máxima cantidad de soluto posible a esa temperatura. La concentración de soluto correspondiente a su disolución saturada expresa el grado de solubilidad de la sustancia en un disolvente determinado y a una temperatura dada.

En general, la solubilidad de las sustancias sólidas en agua aumenta con la temperatura.

Los gases se disuelven en los líquidos en una proporción que depende de la naturaleza de ambos. Las disoluciones de gases obedecen la ley de Henry, según la cual, a una temperatura dada, la masa de gas disuelto en una cantidad determinada de líquido es proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la superficie del mismo.

Salvo excepciones, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura.

Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la disolución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la disolución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del disolvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en disoluciones cuyas moléculas tienen una estructura similar a las del disolvente. Por ejemplo, el etanol (C₂H₅OH) y el agua (HOH) tienen moléculas de estructura similar y son muy solubles entre sí.

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BIBLIOGRAFIA

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Ley del Gas Ideal

Como anteriormente lo hemos mostrado, ya conocemos 3 leyes de los gases:

Ley de Boyle: en el que V α 1/P ... (a n y T constantes).

Ley de Charles: V α T ... (a n y P constantes).

Ley de Avogadro: V α n ... (a P y T constantes).

donde:

V = volumen,

P = presión,

T = temperatura,

n = numero de moles

α = "proporcional a"

De manera que si juntamos todas estas leyes podemos decir que:

                                                      V α nT/P

(volumen es proporcional a numero de moles por temperatura, sobre presión)

ó

V = RnT/P

(noten que R será la constante de los gases)

                                        quedando la formula:

PV = nRT

donde R es constante de proporcionalidad, que denominamos constante de los gases. La ecuación PV = nRT se le conoce como ecuación del gas ideal, y explica la relación entre cuatro variables (P, V, T y n). Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se pueden describir completamente con la ecuación del gas ideal.

 Las moléculas de un gas ideal no se atraen ni se repelen entre si, su volumen es insignificante en comparación del recipiente que las contiene. Aunque en la naturaleza no existe un gas ideal, las diferencias de los gases reales en margenes razonables de presión y temperatura no alteran por mucho los cálculos. Es por ello que esta ecuación del gas ideal resulta útil para la resolución de muchos problemas en el que se maneje gases.

 Antes de aplicar la ecuación, debemos calcular R, la constante de los gases. A 0ºC (273.15K) y 1 atm (presión) muchos gases reales se comportan como un gas ideal. Experimentalmente, se demuestra que 1 mol de gas ideal ocupa un volumen de 22.414 L. Las condiciones "0ºC y 1 atm" se denominan temperatura y presión estándar (se abrevia TPE).

Según la ecuación del gas ideal calcularemos la constante R:

R = PV / nT

R = (1atm)(22.414L) / (1mol) (273.15K)

R = 0.082057 L · atm/K · mol

Una vez que ya calculamos la constante del gas ideal, resolvamos un problema de ejemplo:

Calcular el volumen de de 60.3g de CO2 a TPE...

V = nRT/P

V = (60.3g/44.01g)(0.082057L·atm/K·mol)(273.15K) / (1atm)

V = 30.71 L

Nota: Si se sabe despejar formulas no se tendrá practicamente ningun problema, solamente hay que guiarse por la formula PV = nRT.

Esto es todo de la ley de los gases ideales o Ley del Gas Ideal.

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BIBLIOGRAFÍA

                              http://zona-quimica./2010/07/ley-del-gas-ideal.html
EJEMPLOS:

El aire que entra a los pulmones termina en unos sacos diminutos llamados alveolos, en los que el oxigeno se difunde en la sangre.

El radio promedio de los alveolos es de 0.005 cm y el aire se encuentra dentro de ellos contiene 14% de moles de oxigeno. Suponiendo que la presión de los alveolos es de una atmosfera y la temperatura de 37° ¿Calcule el numero de moléculas de oxigeno en uno de los alveolos?

T=37° C+ 273=310°k

V=4/3πr³ =4/3 π (0.005 cm)³

V=5.2x10^-7 cm³ =5.2x10^-10 L

n= PV/RT= (1 atm) (5.2x10^-10L)

              (0.08206 l.atm/k mol)(310° k)

n= 2x10^-11 mol

1 mol O₂______________ 6.022x10²³ moleculas

2x10 ^-11_______________ X

X= 1.2044x10¹³ moleculas

1.2x10¹³ moleculas _____________100%

            X______________________14%

X= 1.6x10¹² moleculas O₂

Calcule la densidad de CO₂ en gramos por litro(g/L) a 0.99 atm y 55 °c

PM=CO₂ = 44 g/mol 

d= (0.99 atm)(44 g/mol)

      (0.0821 L.atm/mol k)(328 k)

d= 1.617g/L

1.61g________1000 Ml

1.61x10^-3 g/mL_____1 mL

d=1.61x10^-3 g/mL

¿cuál es la densidad UF₆  a 779 mmHg y 62 °C?

PM=UF₆ =______g/mol

779mmHg=0.025 atm

62°C= 335°K

1 atm= 760 mmHg

d= (1.025 atm)(352 g/mol)

    (0.0821 atm L/mol K)(335°)

= 13.11 g/L

0.013g/mL

Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y oxigeno, y encuentra que su densidad es 7.71 g/L a 36°C. Calcule la masa molar del compuesto y presión de 2.88 atm-

PV=(masa/PM)RT

                           =(7.71 g/L)(0.0821 atmL/mol K)(309 K)= 67.91g/mol

                                                       2.88 atm