Liquidos y Soluciones

Profesora: Clara Turriate M.

Clara Turriate

INTODUCCIÓN

Las propiedades físicas de los líquidos dependen en gran

medida de las fuerzas intermoleculares. Estas fuerzas son:

Ión – dipolo; Dipolo- dipolo; Fuerzas de London; Puente de

hidrógeno

Estas fuerzas intermoleculares también participan entre

solutos y solventes

La mayor parte de los materiales que nos rodea son

mezclas de sustancias puras; a estas mezclas

homogéneas se denominan soluciones.

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Fuerzas intermoleculares

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Fuerzas de dispersión(London):I2(s), Br2(l)

Enlace de hidrógeno: H2O, HF

Ion dipolo: NaCl en agua

Fuerzas dipolo- dipolo: HCl, H2S

NATURALEZA DEL ESTADO LÍQUIDO

Los líquidos son sustancias en un estado de la

materia intermedio entre el estado sólido y gaseoso.

Generalmente actúan como solventes y son

isotrópicos.

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Gran parte de los procesos químicos que ocurren día a día en los

laboratorios, en las plantas industriales en el ambiente biótico y

abiótico utilizan el agua. Por ésta razón, el agua es el disolvente

universal.

TEORIA CINETICA MOLECULAR

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La teoría molecular de la materia supone que en un

líquido consiste en moléculas agrupadas regularmente

cerca unas de otras.

Las moléculas tienen una energía cinética media que

esta relacionada con la temperatura del líquido, sin

embargo no todas las moléculas se mueven con la

misma velocidad, algunas se mueven mas rápido.

Debido a que las moléculas están muy cercanas entre

sí, las fuerzas entre ellas son relativamente grandes.

Propiedades de los líquidos

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Expansión limitada. No se expanden infinitamente

Forma. Carecen de forma y toman la del recipiente que los

contiene

Volumen. Conservan su volumen

Compresibilidad. Son ligeramente compresibles

Alta densidad. Densidad mayor a de los gases

Miscibilidad. Se mezclan con otro líquido con el cual es

soluble.

Propiedades de los líquidos

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Vaporización

Presión de vapor

Punto de ebullición

Punto de congelación

Tensión superficial

Viscosidad

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Este cambio ocurre por incremento de temperatura y puede ser por dos métodos:

Efecto refrigerante en los organismos

vivos

Por evaporación el cambio se realiza en la superficie del líquido y a cualquier temperatura, por consiguiente este cambio será más rápido cundo existe mayor superficie.

Por ebullición el cambio se experimenta en cualquier parte del cuerpo líquido a una temperatura determinada Liquido

Vapor

Vaporización

Presión de vapor

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La presión ejercida por el vapor en equilibrio dinámico con su estado líquido a cualquier temperatura fija se llama presión de vapor del líquido.

La presión de vapor depende de la naturaleza de la sustancia y de la temperatura.

Presión de vapor

Sustancia P vapor mm Hg

Benceno 94.6 Etanol 58,9 Agua23,8 Mercurio 0,0017

A 298 K

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Punto de ebullición

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La temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión externa, se llama punto de ebullición 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.

El punto de ebullición más bajo es el del helio, -268,9 °C; el más alto del Wolframio.

Punto de ebullición normal

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Un líquido tiene una infinidad de puntos de ebullición.

Cuando expresamos el punto de ebullición sin citar la presión, se entiende que se trata del punto de ebullición normal, a la presión estándar (760 torr)

Punto de ebullición normal del agua es 100 °C

∆Hv: Entalpia de vaporizaciónEs la energía requerida para evaporar un mol de un líquido.Es un índice de la magnitud de las fuerzas de atracción intermolecular.

Punto de congelación

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Cuando el líquido se enfría, las moléculas se mueven muy

lentamente.

La temperatura a la cual el sólido y el líquido están en

equilibrio a una determinada presión se llama punto de

congelación, si la presión total es una atmósfera

entonces recibe el nombre de punto normal de

congelamiento.

Mer

curi

o Viscosidad de la mayoría de los líquidos disminuye al aumentar la T y aumenta al crecer la presión

Viscosidad. Es una propiedad que describe la

resistencia que presenta un líquido al flujo. Depende

de la complejidad de las moléculas que constituyen el

líquido (es baja en los gases inertes licuados y alta en los

aceites pesados).

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Tensión superficial. Es la propiedad que tiene un líquido de

arrastrar las moléculas superficiales hacía su centro y por

consiguiente reducir la superficie a un mínimo. Esta es la que hace

que las gotas pequeñas de líquido sean esféricas

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Ts del agua 0.073 J/m2Ts del mercurio 0.46 J/m2

AGUA: Fuerzas de adhesión > Fuerzas de cohesión

MERCURIO: Fuerzas de adhesión < Fuerzas de cohesión

Capilaridad. Las moléculas se atraen entre sí (fuerzas de cohesión) o son

atraídas por las paredes del recipiente (fuerzas de adhesión)

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Agua Mercurio

Menisco

CapilarMenisco

Capilar

Líquido Gas

Equilibrio Liquido -Vapor

Si la temperatura aumenta, más moléculas tendrán mayor energía cinética y escaparan de la superficie del líquido.

N vapor

N líquido

Variación de la presión de vapor con la temperatura

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Al aumentar la temperatura

aumenta la energía cinética de

las moléculas, esto hace más

sencillo que puedan pasar a la

fase vapor.

=

La variación de la presión en

función de la temperatura se

puede expresar como:

Ecuación de Clausius-Clapeyron

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Para la evaporización se puede considerar que el

volumen del gas es mucho mayor que el del líquido.

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Predecir la presión de vapor de un líquido a una temperatura específica,Determinar la temperatura a la que un líquido tiene una determinada presión de vapor, Calcular el cambio en la entalpía de vaporización, (también denominada ΔHv), a partir de las presiones de vapor a diferentes temperaturas.

La ecuación de Clausius-Clapeyron se usa para 3 tipos de cálculos:

Fase líquida(T, P)= fase vapor(T, P)

 

Relación de la presión de vapor y la temperatura

 

La Presión en mm Hg y la temperatura en K

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1. El cloro aumenta su presión de vapor de un factor de 10 al pasar de – 84,5 °C a – 43,3 °C, mientras que el bromo lo hace por el mismo factor al aumentar su temperatura de –8°C a 41°C. Si al estado de vapor de ambos halógenos se comportan idealmente ¿Qué relación guardan sus calores de vaporización de ellos.?.

2. El punto de ebullición normal de un líquido es –190°C, y su presión de vapor a –200°C es 400 mmHg. Si regulamos la presión de vapor a 30 mmHg ¿Cuál será la temperatura de ebullición del líquido?.

3. El punto de ebullición normal del etanol es 78,3°C y su calor molar de vaporización es de 39,3 Kj/mol. ¿Cuál será la presión de vapor , en torr, de esta sustancia a 50°C?.( R = 8,314 J/mol K)

Ejercicios.

El agua: solvente universal

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Agua: Propiedades

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- Alto punto de fusión y deebullición.

-Alta constante dieléctrica.

-Alto calor específico.H2OH

En general:

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Los puentes de Hidrógeno:Reducen la presión de vapor.Aumentan los puntos de

ebullición.Aumentan la viscosidad.Afectan la organización

conformacional, especialmente en

moléculas de interés biológico.

Estructura del hielo y del agua líquida

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Las soluciones son mezclas físicas, homogénias e intimas de 2 0 más sustancias, cuyas partículas tienen diámetros menores a 10°A

Los componentes de una disolución son:Soluto (se encuentra en menor proporción).Disolvente (se encuentra en mayor proporción y es el

medio de dispersión).

Soluciones

DHsoln = DH1 + DH2 + DH3

Procesos de disolución

interacción solv.- solv.interacción soluto-solutointeracción solv.-soluto

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La disolución se forma cuando los tres tipos de interacciones son similares en clase y magnitud.

• Las interacciones moleculares soluto: solvente son de igual magnitud a las solvente: solvente y las soluto: soluto

Soluciones ideales

Una solución es ideal si se forma sin cambio alguno de energía.

∆Hsoln = 0

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Clasificación de disoluciones

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Según el número de componentes.(binarias ., ternarias, etc. )

Según estado físico de soluto y disolvente. (sólido, líquido, gaseoso)

Según la proporción de los componentes. (diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas).

Según el carácter molecular de los componentes:

Conductoras (electrolíticas). Los solutos están ionizados (electrolitos) tales como disoluciones de ácidos, bases o sales.No conductoras (no electrolíticas).El soluto no está ionizado, como por ejemplo: sacarosa, etc.

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Según estado físico de soluto y disolvente.

Estado de la Estado del Estado del Ejemplo

solución disolvente soluto

GAS GAS GAS AIRE

LÍQUIDO LÍQUIDO GAS O2 en H2OLÍQUIDO 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

Unidades de Concentración (formas de expresarla)

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Porcentaje en masaPorcentaje en volumenPartes por millón

Molaridad.Normalidad Fracción molar.Molalidad.Solubilidad

La concentración de

una disolución es la

cantidad de soluto

presente en una

determinada cantidad de

una disolución.

Unidades de concentración (continuación)

M =moles de soluto

litros de disolución

Molaridad (M)

Molalidad (m)

m =moles de soluto

Masa de disolvente (kg)

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¿Cuál es la molalidad de una disolución de 5.86 M de etanol (C2H5OH) cuya densidad es 0.927 g/mL?

m =moles de soluto

masa de disolvente (kg)M =

moles de soluto

litros de disolución

Suponga 1 L de disolución:5.86 moles de etanol = 269,56 g etanol927 g de disolución (1000 mL x 0.927 g/mL)

masa de disolvente = masa de disolución – masa de soluto

= 927 g – 269,56 g = 657 g = 0.657 kg

m =moles de soluto

masa de disolvente(kg)=

5.86 moles C2H5OH

0.657 kg disolvente= 8.9193 m

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Solubilidad (S): máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente (normalmente suelen tomarse 100 g).

S varía con la temperatura.

NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS: Semejante disuelve lo semejante.

TEMPERATURA: La solubilidad en la mayoría de sólidos y líquidos aumenta si aumenta la temperatura. En gases la solubilidad disminuye si la temperatura aumenta (excepción del helio).

PRESIÓN: La presión tiene poco efecto sobre la solubilidad de líquidos y sólidos. En gases la solubilidad aumenta si aumenta la presión a temperatura constante.

Factores que afectan la solubilidad

• moléculas no polares son solubles en los disolventes no polares. EJm. CCl4 en C6H6

• moléculas polares son solubles en disolventes polares. Ejm.C2H5OH en H2O

• los compuestos iónicos son más solubles en los disolventes polares . Ejm. NaCl en H2O o NH3 (l)

Efecto de la naturaleza de las sustancias

La capacidad de una sustancia (líquida) para disolverse en otro se denomina miscibilidad. En general el proceso de disolución es exotérmico para líquidos miscibles.

“Semejante disuelve lo semejante”

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Disolución de sólidos en líquidos

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Como vemos, la solubilidad no aumenta siempre con la temperatura, ni varía de manera lineal.

Disolución de gases en líquidos

gas + líquido disolución Hdisolución 0

La solubilidad de los gases

disminuye al aumentar la

temperatura y aumenta al

aumentar la presión.

Mayor presión

Relación entre la solubilidad de un gas y la temperatura

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El oxígeno se disuelve en agua A 25 ºC aproximadamente 0,004% (suficiente para la vida acuática)

Ley de Henry

C = kH . P

• Se cumple para gases que no reaccionan con el solvente.

La exactitud de esta ecuación es de 1-3 % para gases ligeramente solubles de presiones de hasta una atmósfera

C : ConcentraciónKH : Constante de HenryP : Presión

Relación entre la solubilidad de un gas y la presión

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Aplicación de la ley de Henry

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1. ¿Determinar la constante de Henry par el nitrógeno en

agua a 25 ºC y 0,78 atmósferas de presión. Si la

concentración del nitrógeno en agua es de 5,3x10-4 M?.

C = kH . P

Rta= 6,7948 x10-4 mol / l-atm

Aplicación de la ley de Henry2. ¿Cuál será la concentración de O2 en el agua dulce de un arroyo en equilibrio con el aire a 25ºC y 1 atm?Exprese la respuesta en gramos de O2 por litro de agua.Para aplicar la ley de Henry es necesario conocer la presión parcial de O2 en la atmósfera, el valor es 160 mmHg.

Cg = k Pg (k=1.66x10-6 M/mmHg)

Cg= 1.66x10-6 (M/mmHg) x 160 mmHg= 2.66x10-4 M.

Cg en gramos/L = 2.66x10-4 M x32 g/mol= 8.5x10-3 g/L.

Constantes de la ley de Henry para otros gases en M/mmHg:CO2 =4.48 x10-5

N2 =8.42 x10-7

Solución gas - gas

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GRACIAS POR SU ATENCÓN

Fuerzas IntermolecularesComo consecuencia de la estructura que presentan las moléculas, se producen entre ellas diferentes

fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen más o menos unidas a las moléculas entre sí, determinando las propiedades de las sustancias, tales como: estado de agregación, punto de ebullición, etc.

Las fuerzas de atracción intermoleculares pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der Waals y enlace por puente de hidrógeno.

Fuerzas de Van der Waals.

Son interacciones entre moléculas de naturaleza electrostática, debidas a la polaridad de los enlaces covalentes. Se pueden distinguir tres tipos: fuerzas dipolo-dipolo permanente, fuerzas dipolo permanente dipolo inducido y fuerzas de dispersión. Fuerzas dipolo-Dipolo (permanentes)

Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas. Cuanto mayor es el momento dipolar mayor será la fuerza atractiva. Las energías son generalmente del orden de 2 kJ/mol en sólidos y de 0.3 kJ/mol en fluidos.

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Fuerzas Dipolo Permanente-Dipolo Inducido

Las moléculas polarizadas próximas a moléculas no polares o átomos neutros pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre las moléculas con dipolo permanente y las de dipolo inducido aparecerá una fuerza de atracción más débil que en el caso anterior. Esta fuerza desaparecerá en cuanto la molécula polarizada se desplace a otro lugar.

Fuerzas de Dispersión o de LondonSe presentan en todo tipo de moléculas en fase

condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas. En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.

Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos.

Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.

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Enlace por Puente de HidrógenoUn enlace de hidrógeno se forma entre moléculas polares con hidrógeno unido covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno (F-H, O-H, N-H ). Un puente de hidrógeno es en realidad una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares. Los enlaces de hidrógeno tienen solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes, pero tienen importantes efectos sobre las propiedades de las sustancias en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en estructuras de cristal.

Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido. Los enlaces de Hidrógeno varían desde 4 kJ/mol hasta 25 kJ/mol, de tal manera que son más débiles que los enlaces covalentes típicosClara Turriate