Fuerzas intermoleculares

UNIDAD 8. FUERZAS INTERMOLECULARES
DISTANCIAS INTERMOLECULARES SON MÁS PEQUEÑAS EN LOS
LÍQUIDOS Y SÓLIDOS QUE EN LOS GASES.
MOLÉCULAS DE LÍQUIDOS MUY JUNTAS. LÍQUIDOS SE COMPRIMEN CON DIFICULTAD Y SON MÁS DENSOS QUE LOS GASES
EN CONDICIONES NORMALES. LAS MOLÉCULAS SE PUEDEN
MOVER LIBREMENTE, ASÍ, LOS LÍQUIDOS FLUYEN Y ADQUIEREN
LA FORMA DEL RECIPIENTE.
EN UN SÓLIDO, MOLÉCULAS UNIDAS RÍGIDAMENTE, NO HAY
LIBERTAD DE MOVIMIENTO. MUCHOS SÓLIDOS CON ESTRUCTURA REGULAR TRIDIMENSIONAL.
PROPIEDADES CARACTERÍSTICAS
Estado de la
densidad compresibilidad
movimiento
materia
molecular
---------------------------------------------------------------------------------------------Gas
baja
muy compresible
mov. libre
Líquido
alta
poco compresible
se deslizan
Sólido
alta
incompresible
vibraciones
LAS FUERZAS INTRAMOLECULARES SON LAS QUE MANTIENEN
UNIDOS A LOS ÁTOMOS EN LA MOLÉCULA. SON RESPONSABLES DE ESTABILIDAD DE MOLÉCULAS.
LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EXISTEN ENTRE LAS MOLÉCULAS. SON RESPONSABLES DE PROPIEDADES MACROSCÓPICAS, COMO PUNTO DE FUSIÓN, PUNTO DE EBULLICIÓN.
EN GENERAL, FUERZAS INTERMOLECULARES SON MUCHO MÁS
DÉBILES QUE LAS INTRAMOLECULARES.
TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES.
FUERZAS DIPOLO - DIPOLO ACTÚAN ENTRE MOLÉCULAS POLARES
FUERZAS ION - DIPOLO. DEPENDEN DE LA CARGA Y TAMAÑO DEL
ION Y DE LA MAGNITUD DEL DIPOLO.
LA HIDRATACIÓN ES UN EJEMPLO DE ESTA INTERACCIÓN
FUERZAS ION - DIPOLO INDUCIDO
DIPOLO - DIPOLO INDUCIDO
LA FACILIDAD CON QUE SE PUEDE INDUCIR UN MOMENTO
DIPOLAR DEPENDE DE LA CARGA DEL ION O DE LA FUERZA
DEL DIPOLO Y TAMBIÉN DE LA POLARIZABILIDAD DEL ÁTOMO
O MOLÉCULA NO POLAR.
POLARIZABILIDAD ES LA FACILIDAD CON QUE SE PUEDE DISTORSIONAR LA NUBE ELECTRÓNICA.
FUERZAS DE DISPERSIÓN
EN UN INSTANTE, SE CREA UN DIPOLO INSTANTÁNEO POR
DEFORMACIÓN DE LA NUBE ELECTRÓNICA. DIPOLO INSTANTÁNEO PUEDE INDUCIR UN DIPOLO EN UN ÁTOMO VECINO.
FRITZ LONDON DEMOSTRÓ QUE LA MAGNITUD DE ESTAS INTERACCIONES ES PROPORCIONAL A LA POLARIZABILIDAD
DEL ÁTOMO O MOLÉCULA
LAS FUERZAS DE ATRACCIÓN ORIGINADAS POR LOS DIPOLOS
TEMPORALES SE LLAMAN FUERZAS DE DISPERSIÓN ( O DE
LONDON ) Y SON MUY DÉBILES.
FUERZAS DE VAN DER WAALS:
DIPOLO - DIPOLO
DIPOLO - DIPOLO INDUCIDO
DISPERSIÓN
RADIO DE VAN DER WAALS: ES LA MITAD DE LA DISTANCIA
ENTRE DOS ÁTOMOS NO ENLAZADOS CUANDO ESTÁN LO MÁS
CERCA POSIBLE.
EL ENLACE DE HIDRÓGENO ( PUENTE HIDRÓGENO )
ES INTERACCIÓN DIPOLO - DIPOLO ENTRE ÁTOMO DE HIDRÓGENO DE ENLACE POLAR Y UN ÁTOMO DE ELEMENTO MUY
ELECTRONEGATIVO, COMO N, O, F.
δ+ δδ+ δH - F ....... H - F
UNA SUSTANCIA MUY CONOCIDA QUE PRESENTA ESTOS ENLACES ES EL AGUA. DEBIDO A ELLO, EL HIELO TIENE UNA
DENSIDAD MENOR QUE EL AGUA LÍQUIDA EN EL p.f.
EL ESTADO LÍQUIDO.
TENSIÓN SUPERFICIAL.
LAS MOLÉCULAS DENTRO DE UN LÍQUIDO SON TIRADAS EN
TODAS DIRECCIONES POR FUERZAS INTERMOLECULARES.
PERO LAS MOLÉCULAS SUPERFICIALES SON IMPULSADAS
HACIA ABAJO Y HACIA LOS LADOS, NO HACIA ARRIBA.
LA SUPERFICIE SE COMPORTA COMO UNA PELÍCULA ELÁSTICA.
LA TENSIÓN SUPERFICIAL ES UNA MEDIDA DE LA FUERZA
ELÁSTICA EN LA SUPERFICIE DEL LÍQUIDO.
LOS LÍQUIDOS CON FUERZAS INTERMOLECULARES GRANDES
TIENEN TENSIONES SUPERFICIALES ALTAS.
EL AGUA TIENE TENSIÓN SUPERFICIAL ALTA, DEBIDO ESPECIALMENTE A SUS ENLACES DE HIDRÓGENO.
UNA FORMA EN QUE SE MANIFIESTA LA TENSIÓN SUPERFICIAL
ES LA CAPILARIDAD.
DOS TIPOS DE FUERZAS PROVOCAN LA CAPILARIDAD:
- ATRACCIÓN INTERMOLECULAR ENTRE MOLÉCULAS AFINES,
LLAMADA COHESIÓN.
- ATRACCIÓN ENTRE MOLÉCULAS NO AFINES, LLAMADA
ADHESIÓN.
SI LA ADHESIÓN ES MAYOR QUE LA COHESIÓN, EL LÍQUIDO
SUBIRÁ POR UN TUBO CAPILAR (CASO DEL AGUA). EN CASO
CONTRARIO, EL LÍQUIDO BAJARÁ (EJ: EL MERCURIO)
VISCOSIDAD.
LA VISCOSIDAD ES UNA MEDIDA DE LA RESISTENCIA DE UN
LÍQUIDO A FLUIR.
EN GENERAL, LA VISCOSIDAD DE LOS LÍQUIDOS DISMINUYE
AL AUMENTAR LA TEMPERATURA.
LOS LÍQUIDOS CON FUERZAS INTERMOLECULARES GRANDES
TIENEN VISCOSIDADES MAYORES QUE AQUÉLLOS CON FUERZAS INTERMOLECULARES PEQUEÑAS.
EJEMPLO: LA GLICERINA TIENE VISCOSIDAD ALTA
CH2OH
I
CHOH
PUEDE FORMAR
I
ENLACES DE HIDRÓGENO
CH2OH
EL AGUA
EL AGUA TIENE CALOR ESPECÍFICO ALTO.
CALOR ESPECÍFICO ES LA ENERGÍA NECESARIA PARA ELEVAR
EN 1 GRADO LA TEMPERATURA DE 1 GRAMO DE SUSTANCIA.
PARA ELEVAR LA TEMPERATURA DEL AGUA SE NECESITA
MUCHO CALOR. SE DEBEN ROMPER ENLACES DE HIDRÓGENO.
POR ESO, EL AGUA DE MARES Y LAGOS MODERA EL CLIMA
DE ZONAS ADYACENTES, ABSORBIENDO CALOR EN VERANO Y
ENTREGANDO CALOR EN INVIERNO, CON PEQUEÑOS CAMBIOS
EN LA TEMPERATURA DEL CUERPO DE AGUA.
EL ESTADO SÓLIDO
TIPOS DE SÓLIDOS:
CRISTALINOS
AMORFOS
UN SÓLIDO CRISTALINO ES RÍGIDO. SUS ÁTOMOS, MOLÉCULAS
O IONES OCUPAN POSICIONES ESPECÍFICAS EN LA RED CRISTALINA.
EL ORDEN GEOMÉTRICO SE LLAMA ESTRUCTURA
CRISTALINA.
EN EL CRISTAL, LAS FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDAS A LAS
PARTÍCULAS PUEDEN SER FUERZAS IÓNICAS, ENLACES COVALENTES, FUERZAS DE VAN DER WAALS O ENLACES DE HIDRÓGENO.
LOS SÓLIDOS AMORFOS NO TIENEN UNA ESTRUCTURA DEFINIDA
ELLOS SON DESORDENADOS.
TIPOS DE CRISTALES
TIPO
UNIDADES
FUERZAS DE
PROPIEDADES
EJEMPLOS
EN LA RED
ATRACCIÓN
GENERALES
_____________________________________________________________________
IÓNICO
IONES
IÓNICAS
duros, altos p.f.
NaCl
malos conductores
LiF
COVALENTE ÁTOMOS
UNIÓN
COVALENTE
duros, altos p.f.
malos conductores
C(diamante)
SiO2
MOLECULAR MOLÉCULAS
O ÁTOMOS
FUERZAS DE
DISPERSIÓN,
DIPOLO-DIP,
ENLACES H
suaves, bajos p.f.
malos conductores
Ar, CO2,
H2O, I2
C12H22O11
METÁLICO
ENLACE
METÁLICO
suaves o duros,
altos o bajos p.f.,
buenos conductores
ÁTOMOS
Mg, Fe
Na, Cu
CRISTALES IÓNICOS.
ESTÁN FORMADOS POR IONES
CATIONES Y ANIONES GENERALMENTE SON DE DISTINTO
TAMAÑO
EL CLORURO DE SODIO CRISTALIZA EN UNA RED CÚBICA
CENTRADA EN LAS CARAS
(en 2 dimensiones)
CRISTALES COVALENTES.
LOS ÁTOMOS ESTÁN UNIDOS POR ENLACES COVALENTES
EN UNA RED TRIDIMENSIONAL. EJ: DIAMANTE Y GRAFITO
EN EL DIAMANTE, CADA ÁTOMO ESTÁ UNIDO A OTROS 4
LA FUERZA DE LOS ENLACES CONTRIBUYE A SU DUREZA
EL GRAFITO:
335 pm
PRESENTA UNA ESTRUCTURA EN CAPAS. POR ESO ES
USADO COMO LUBRICANTE
SiO2 (CUARZO) ES OTRO EJEMPLO DE CRISTAL COVALENTE
LA DISPOSICIÓN DE LOS ÁTOMOS DE Si ES SIMILAR A LA
DEL C EN EL DIAMANTE.
CRISTALES MOLECULARES.
EN EL CRISTAL MOLECULAR EXISTEN MOLÉCULAS Y LAS
FUERZAS SON DEL TIPO DE VAN DER WAALS Y/O ENLACES
DE HIDRÓGENO.
EJ: SO2(s), fuerzas dipolo-dipolo
EN EL AGUA, LAS FUERZAS MÁS IMPORTANTES SON LOS
ENLACES DE HIDRÓGENO.
I2, P4, S8
COMO LAS FUERZAS DE VAN DER WAALS SON MÁS DÉBILES
QUE LAS UNIONES COVALENTES O IÓNICAS, LOS CRISTALES
MOLECULARES SON DE BAJO PUNTO DE FUSIÓN
CRISTALES METÁLICOS.
LOS METALES SON MUY DENSOS.
SU ESTRUCTURA YA SE ESTUDIÓ. SE TRATA DE CATIONES
INMERSOS EN UN MAR DE ELECTRONES DE VALENCIA
SÓLIDOS AMORFOS.
LOS SÓLIDOS QUE NO SON CRISTALINOS SON AMORFOS.
EJ: EL VIDRIO
VIDRIO SIGNIFICA MATERIAL ÓPTICAMENTE TRANSPARENTE,
RÍGIDO, PERO NO CRISTALINO. EN CIERTOS ASPECTOS SE
PARECE MÁS A UN LÍQUIDO QUE A UN SÓLIDO, POR EJEMPLO, EL VIDRIO NO TIENE UN PUNTO DE FUSIÓN DEFINIDO
ALGUNOS TIPOS DE VIDRIO
NOMBRE
COMPOSICIÓN
PROPIEDADES Y USOS
____________________________________________________________
VIDRIO DE
100% SiO2
Expansión térmica baja
CUARZO
Transparente
En investigación óptica
VIDRIO PYREX
SiO2: 60- 80%
B2O3: 10- 25%
VIDRIO DE
SODA- CAL
SiO2: 75%
Na2O: 15%
CaO: 10%
Expansión térmica baja
Transparente en VIS e IR (no UV)
En material de laboratorio y
utensilios de cocina
Sensible a choques térmicos
Transparente a luz VIS (no UV)
En ventanas y botellas.
CAMBIOS DE FASE.
AL VARIAR LA TEMPERATURA, LAS SUSTANCIAS PASAN DE
UN ESTADO FÍSICO A OTRO. ESTO ES LO QUE SE CONOCE
COMO CAMBIO DE FASE.
EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR.
PRESIÓN DE VAPOR.
A CUALQUIER TEMPERATURA, CIERTO NÚMERO DE MOLÉCULAS
DE UN LÍQUIDO ESCAPAN DE LA SUPERFICIE.
ESTO ES LA
EVAPORACIÓN. AL EVAPORARSE, LAS MOLÉCULAS GASEOSAS
EJERCEN PRESIÓN DE VAPOR.
vapor
vapor
líquido
líquido
evaporación
evaporación y condensación
PRESIÓN DE VAPOR DE EQUILIBRIO ES LA PRESIÓN QUE
EJERCE UN VAPOR EN EQUILIBRIO CON SU LÍQUIDO
PARA UN CIERTO LÍQUIDO, DEPENDE SOLAMENTE DE LA
TEMPERATURA.
CALOR DE VAPORIZACIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN .
CALOR MOLAR DE VAPORI ZACIÓN ΔHvap ES LA ENERGÍA NECESARIA PARA VAPORI ZAR 1 MOL DE LÍQUIDO.
Si las atracciones intermoleculares son fuertes, las moléculas del
líquido se escapan fácilmente a la fase vapor, así, el líquido tiene
Pvap baja y ΔHvap alto
Pvap
éter
etílico
agua
mercurio
T
LA RELACIÓN ENTRE LA PRESIÓN DE VAPOR Y LA TEMPERATURA ESTÁ DADA POR LA ECUACIÓN DE CLAUSIUS-CLAPEYRON
ΔHvap
ln P = –  + C
RT
O TAMBIÉN:
ΔHvap
log P = –  + C
2,303 RT
SI SE GRAFICA ln P CONTRA 1 / T SE OBTIENE UNA RECTA
DE PENDIENTE
ΔHvap
– 
R
PUNTO DE EBULLICIÓN ES LA TEMPERATURA A LA CUAL
LA PRESIÓN DE VAPOR DEL LÍQUIDO ES IGUAL A LA
PRESIÓN EXTERNA
PUNTO DE EBULLICIÓN NORMAL ES LA T A LA CUAL LA
Pvap DEL LÍQUIDO ES IGUAL A 1 ATMÓSFERA.
A MAYOR Hvap MAYOR PUNTO DE EBULLICIÓN
CALORES MOLARES DE VAPORIZACIÓN
SUSTANCIA
p.e. (°C)
ΔHvap (kJ/mol)
_____________________________________________________
metano
– 164
9,2
éter etílico
34,6
26,0
etanol
78,3
39,3
benceno
80,1
31,0
agua
100
40,79
mercurio
357
59,0
TEMPERATURA Y PRESIÓN CRÍTICAS.
LA TEMPERATURA SOBRE LA CUAL UN GAS NO SE PUEDE
TRANSFORMAR EN LÍQUIDO, SIN IMPORTAR LA PRESIÓN APLICADA, SE LLAMA TEMPERATURA CRÍTICA (TC)
LA PRESIÓN MÍNIMA QUE SE DEBE APLICAR A UN GAS PARA
CONVERTIRLO EN LÍQUIDO A LA TEMPERATURA CRÍTICA SE
LLAMA PRESIÓN CRÍTICA (PC)
EQULIBRIO LÍQUIDO - SÓLIDO
PASO DE LÍQUIDO A SÓLIDO: SOLIDIFICACIÓN
PASO DE SÓLIDO A LÍQUIDO: FUSIÓN
PUNTO DE FUSIÓN ES LA TEMPERATURA A LA CUAL LAS
FASES SÓLIDA Y LÍQUIDA ESTÁN EN EQUILIBRIO
PUNTO DE FUSIÓN NORMAL: MEDIDO A 1 ATMÓSFERA.
LA ENERGÍA NECESARIA PARA FUNDIR 1 MOL DE SÓLIDO SE
LLAMA CALOR MOLAR DE FUSIÓN (ΔHfus)
EQUILIBRIO SÓLIDO - VAPOR
PASO DE SÓLIDO A VAPOR: SUBLIMACIÓN
PASO DE VAPOR A SÓLIDO: CONDENSACIÓN
LA ENERGÍA NECESARIA PARA SUBLIMAR 1 MOL DE SÓLIDO
SE LLAMA CALOR MOLAR DE SUBLIMACIÓN (ΔHsub)
ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap
DIAGRAMAS DE FASES.
ALLÍ APARECEN LAS CONDICIONES DE P Y T EN QUE UNA
SUSTANCIA EXISTE COMO SÓLIDO, LÍQUIDO, VAPOR
PARA EL AGUA:
P(at)
líquido
sólido
vapor
punto triple (0,01°C; 0,006 at)
T(°C)
PARA CO2:
P(at)
líquido
sólido
vapor
1,0
–78,0
T(°C)
Punto triple: –57°C; 5,2 at
toda la fase líquida está muy arriba de la presión atmosférica,
por eso, a P= 1at y T= –78°C, CO2 sublima
CO2(s) se llama hielo seco porque parece hielo y no funde
PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS DISOLUCIONES
LA FACILIDAD CON QUE UNA PARTÍCULA DE SOLUTO PUEDE
REEMPLAZAR A UNA DE SOLVENTE DEPENDE DE:
- INTERACCIÓN SOLVENTE- SOLVENTE
- INTERACCIÓN SOLVENTE- SOLUTO
- INTERACCIÓN SOLUTO- SOLUTO
PODEMOS IMAGINAR QUE EL PROCESO DE DISOLUCIÓN OCURRE
EN 3 ETAPAS:
1- SEPARACIÓN DE LAS MOLÉCULAS DE SOLVENTE
2- SEPARACIÓN DE LAS MOLÉCULAS DE SOLUTO
3- MEZCLA DE MOLÉCULAS DE SOLUTO Y DE SOLVENTE
ΔHsolución = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3
HAY QUE CONSIDERAR:
FACTOR ENERGÉTICO
ΔHsolución >
0
ΔHsolución < 0
DESORDEN AL FORMAR LA SOLUCIÓN
TIPOS DE SOLUCIONES
Componente 1
Componente 2
estado de
ejemplos
la solución

gas
gas
gas
aire
gas
líquido
líquido
CO2 / H2O
gas
sólido
sólido
H2(g) / Pt(s)
líquido
líquido
líquido
EtOH / H2O
sólido
líquido
líquido
NaCl / H2O
sólido
sólido
sólido
bronce (Cu/Sn)
SOLUCIONES DE LÍQUIDO EN SÓLIDO
CUANDO 2 LÍQUIDOS SON SOLUBLES ENTRE SÍ EN CUALQUIER
RELACIÓN SE DICE QUE SON MISCIBLES. EJ: ETANOL Y AGUA
SI NO SE MEZCLAN, SE DICE QUE SON INMISCIBLES.
SOLUCIONES DE SÓLIDO EN LÍQUIDO.
SÓLIDOS: IÓNICOS, COVALENTES, MOLECULARES, METÁLICOS
a) SÓLIDOS IÓNICOS.
SON SOLUBLES EN SOLVENTES POLARES (H2O, NH3) Y NO
EN SOLVENTES NO POLARES (C6H6, CCl4)
LOS SOLVENTES POLARES PUEDEN SOLVATAR A LOS IONES
NO ASÍ LOS SOLVENTES APOLARES.
b) SÓLIDOS COVALENTES.
NO SON SOLUBLES, EJ: C(grafito), CUARZO
c) SÓLIDOS MOLECULARES
LAS FUERZAS INTERMOLECULARES SON DIPOLO - DIPOLO,
DISPERSIÓN, ENLACES DE H
LA SOLUBILIDAD DEPENDE DEL SÓLIDO Y DEL SOLVENTE
d) SÓLIDOS METÁLICOS
EN GENERAL, NO SON SOLUBLES. A VECES REACCIONAN
CON EL SOLVENTE.
EFECTO DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD.
SOLUBILIDAD DE LOS SÓLIDOS.
SOLUCIÓN SATURADA: CONTIENE LA MÁXIMA CANTIDAD DE
UNA SUSTANCIA DISUELTA EN CIERTA CANTIDAD DE SOLVENTE
A CIERTA TEMPERATURA.
LA COMPOSICIÓN DE UNA SOLUCIÓN SATURADA SE LLAMA
SOLUBILIDAD DEL SOLUTO EN EL SOLVENTE. DEPENDE DE T.
EN UNA SOLUCIÓN SATURADA HAY EQUILIBRIO
Na+
Cl-
solución
vdisolución = vcristalización
Na+
Cl-
sólido
UNA SOLUCIÓN QUE CONTIENE MENOS SOLUTO QUE LA SOLUCIÓN SATURADA SE LLAMA NO SATURADA, O INSATURADA
UNA SOLUCIÓN SOBRESATURADA CONTIENE MAYOR CANTIDAD
DE SOLUTO QUE UNA SOLUCIÓN SATURADA. ES INESTABLE.
LA SOLUBILIDAD DE LOS SÓLIDOS GENERALMENTE AUMENTA
AL AUMENTAR LA TEMPERATURA.
CRISTALIZACIÓN FRACCIONADA.
ES LA SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA,
BASADA EN SUS DIFERENTES SOLUBILIDADES.
EJ: UNA MEZCLA DE 90 g DE KNO3 Y 10 g DE NaCl. EL NITRATO
DE POTASIO SE PUEDE PURIFICAR POR ESTE MÉTODO.
SOLUBILIDAD DE LOS GASES.
LA SOLUBILIDAD DE UN GAS EN AGUA SIEMPRE DISMINUYE AL
AUMENTAR LA TEMPERATURA.
EFECTO DE LA PRESIÓN EN LA SOLUBILIDAD DE LOS GASES.
LEY DE HENRY:
c=kP
en que
c = concentración molar del gas disuelto
P = presión del gas sobre la solución
k = constante, que depende de T para cierto gas.
LA MAYORÍA DE LOS GASES OBEDECE LA LEY DE HENRY,
PERO ELLO NO OCURRE CUANDO EL GAS REACCIONA CON
EL AGUA (LA SOLUBILIDAD PUEDE SER MAYOR)
EJ:
NH3(g) + H2O(l)  NH4+(ac) + OH-(ac)
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(ac)
EJ: EN LA SANGRE, LA SOLUBILIDAD DEL O2 ES MAYOR QUE
EN AGUA, POR LA HEMOGLOBINA. 1 MOLÉCULA DE HEMOGLOBINA PUEDE UNIRSE A 4 MOLÉCULAS DE O2
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES.
ESTAS PROPIEDADES DEPENDEN DEL NÚMERO, PERO NO DEL
TIPO DE PARTÍCULAS DE SOLUTO EN LA SOLUCIÓN.
TRATAREMOS PRIMERO EL CASO DE LOS NO ELECTRÓLITOS.
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR.
LA PRESIÓN DE VAPOR DE UNA SOLUCIÓN ES MENOR QUE LA
DEL SOLVENTE PURO. (SOLUTO NO VOLÁTIL)
LEY DE RAOULT:
PSOLVENTE = P°SOLVENTE XSOLVENTE
si hay un solo soluto: XSOLVENTE = 1 – XSOLUTO
luego:
P°SOLVENTE
PSOLVENTE = P°SOLVENTE (1 – XSOLUTO)
PSOLVENTE = P°SOLVENTE – P°SOLVENTE XSOLUTO
– PSOLVENTE = P°SOLVENTE XSOLUTO
ΔP = P°SOLVENTE XSOLUTO
en que ΔP = disminución de la presión de vapor del solvente
EJ: LA SACAROSA (AZÚCAR) ES UN SOLUTO NO VOLÁTIL Y
NO ELECTRÓLITO. DETERMINE LA DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN
DE VAPOR DE UNA SOLUCIÓN QUE SE FORMÓ DISOLVIENDO
50,0 g DE SACAROSA EN 117 g DE AGUA A 25°C.
PVAP (H2O) = 23,8 mm Hg A 25°C
SI AMBOS COMPONENTES SON VOLÁTILES, ES DECIR, TIENEN
PRESIONES DE VAPOR MEDIBLES, LA PRESIÓN DE VAPOR DE
LA SOLUCIÓN SERÁ IGUAL A LA SUMA DE LAS PRESIONES DE
VAPOR INDIVIDUALES
PA = P°A XA
PB = P°B XB
PA y PB son las presiones parciales de A y B sobre la solución
P°A y P°B son las presiones de vapor de las sustancias puras.
PT = PA + PB
(ley de Dalton)
BENCENO Y TOLUENO OBEDECEN LA LEY DE RAOULT.
P(at)
PTOTAL
PBENCENO
PTOLUENO
XBENCENO
ÉSTE ES UN EJEMPLO DE SOLUCIÓN IDEAL (OBEDECE LA LEY
DE RAOULT)
EN UNA SOLUCIÓN IDEAL: ΔHSOL = 0
LA MAYORÍA DE LAS SOLUCIONES NO SE COMPORTA DE
FORMA IDEAL
HAY 2 CASOS:
1.- DESVIACIÓN POSITIVA DE LA LEY DE RAOULT
ΔHSOL > O
PROCESO DE MEZCLA ENDOTÉRMICO
2.- DESVIACIÓN NEGATIVA DE LA LEY DE RAOULT
ΔHSOL < 0
PROCESO DE MEZCLA EXOTÉRMICO
DESTILACIÓN FRACCIONADA.
ES EL PROCEDIMIENTO DE SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES
LÍQUIDOS DE UNA MEZCLA BASADO EN SUS DIFERENTES PUNTOS DE EBULLICIÓN
EJ: MEZCLA BENCENO - TOLUENO
p.e. benceno: 80,1°C
p.e tolueno: 110,6°C
Al destilar, el vapor es más rico en el componente más volátil
(benceno). Si el vapor se condensa y se repite el proceso, el
vapor se enriquece en benceno.
Se utiliza una columna de
fraccionamiento
AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN.
SI HAY UN SOLUTO NO VOLÁTIL, EL PUNTO DE EBULLICIÓN DE
LA SOLUCIÓN VARÍA.
p.e. solución > p.e. solvente puro
ΔTb = Tb – T°b
ΔTb = Kb m
en que:
m = molalidad del soluto en la solución
Kb = constante molal de elevación del p.ebullición
DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN.
ΔTf = Kf m
en que Kf = constante molal de disminución del p.congelación.
PRESIÓN OSMÓTICA.
EL MOVIMIENTO NETO DE MOLÉCULAS DEL SOLVENTE A PARTIR
DEL SOLVENTE PURO O DE UNA SOLUCIÓN DILUIDA HACIA UNA
SOLUCIÓN CONCENTRADA SE LLAMA OSMOSIS
PRESIÓN OSMÓTICA (π) DE UNA SOLUCIÓN ES LA PRESIÓN
NECESARIA PARA DETENER LA OSMOSIS DEL SOLVENTE PURO
HACIA LA SOLUCIÓN
π=MRT
LA PRESIÓN OSMÓTICA ES PROPORCIONAL A LA CONCENTRACIÓN DE LA SOLUCIÓN.
SOLUCIONES DE CONCENTRACIONES IGUALES, POR LO TANTO,
DE IGUAL PRESIÓN OSMÓTICA, SE LLAMAN ISOTÓNICAS.
SI DOS SOLUCIONES TIENEN PRESIONES DIFERENTES, LA DE
MAYOR PRESIÓN OSMÓTICA ES HIPERTÓNICA Y LA DE MENOR
PRESIÓN OSMÓTICA ES HIPOTÓNICA
COMPARACIÓN DE LA MAGNITUD DE LAS CUATRO PROPIEDADES
COLIGATIVAS VISTAS.
SOLUCIÓN DE SACAROSA 1,25 m:
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR = 0,524 torr
ELEVACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN = 0,640°C
DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN = 2,32°C
PRESIÓN OSMÓTICA = 28,6 at
El primer valor es tan pequeño que es difícil de medir con precisión.
Esta pequeña disminución de la Pvapor basta para elevar el p.e.
en una cantidad pequeña, que puede medirse, aun con dificultad.
La disminución del p.c. es más grande, pero tampoco puede medirse con gran precisión sin aparatos especiales.
La presión osmótica es tan grande que puede medirse con mayor
precisión. De esta manera, la presión osmótica es la propiedad
coligativa que se determina con mayor facilidad, especialmente en
soluciones diluidas.
El uso de la presión osmótica para determinar pesos moleculares
tiene varias ventajas. Incluso en soluciones muy diluidas se producen presiones osmóticas que pueden medirse fácilmente.
LOS ELECTRÓLITOS Y LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS.
LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS DEPENDEN DEL NÚMERO DE
PARTÍCULAS DE SOLUTO EN UNA MASA DE DISOLVENTE
SOLUCIÓN 0,100 m DE COMPUESTO NO IONIZADO DISMINUYE EL
PUNTO DE CONGELACIÓN EN 0,186°C
UNA SOLUCIÓN DE KBr 0,100 m TENDRÍA MOLALIDAD EFECTIVA
DE 0,200 m (ES DECIR, MOLALIDAD EN PARTÍCULAS). SU DISMINUCIÓN DEL p.c. SERÍA 2 x 0,186°C = 0,372°C.
KBr 
K+ + Br –
1 mol
1 mol 1 mol
ENTONCES, LA PRESENCIA DE IONES EN SOLUCIÓN AFECTA
LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
ΔTb = i Kb m
ΔTf = i Kf m
π = i MRT
(PARA UN NO ELECTRÓLITO, i = 1)
UNA MEDIDA DEL GRADO DE DISOCIACIÓN DE UN ELECTRÓLITO
ES EL FACTOR DE VAN’T HOFF, i . ES UNA RELACIÓN ENTRE LA
PROPIEDAD COLIGATIVA REAL Y EL VALOR QUE SE OBSERVARÍA
SIN DISOCIACIÓN.
valor real propiedad coligativa
i = -------------------------------------------------------valor calculado para no electrólito
EL VALOR IDEAL DE i PARA LA SOLUCIÓN DE KBr SERÍA 2,
PARA UNA SOLUCIÓN DE Na2SO4 SERÍA 3. ESTOS VALORES
SERÍAN APLICABLES A SOLUCIONES INFINITAMENTE DILUIDAS.
EN LA PRÁCTICA, EL VALOR DE i ES MENOR.
¿A QUÉ SE DEBE ESTO?
UN ION HIDRATADO RECIBE EL NOMBRE DE ION LIBRE. PERO
A MEDIDA QUE AUMENTA LA CONCENTRACIÓN, LOS CATIONES
Y ANIONES TIENDEN A ASOCIARSE, FORMANDO PARES IÓNICOS.
UN PAR IÓNICO CONSTA DE UN CATIÓN Y UN ANIÓN FUERTEMENTE UNIDOS, SIN MOLÉCULAS DE AGUA ENTRE ELLOS.
LA PRESENCIA DE PARES IÓNICOS EN UNA SOLUCIÓN DISMINUYE LA CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.
LOS ELECTRÓLITOS CON IONES DE ALTA CARGA Mg2+, Al3+,
SO42-, CO32-, PO43- MUESTRAN MAYOR TENDENCIA A LA ASOCIACIÓN QUE SALES COMO NaCl O KNO3
EN LA SOLUCIÓN 0,100 m DE KBr LA DISMINUCIÓN OBSERVADA
DEL PUNTO DE CONGELACIÓN ES SÓLO DE 0,349°C, EN VEZ DE
0,372°C
ESTO SE DEBE A LA ASOCIACIÓN QUE EXPERIMENTAN LOS IONES EN LA SOLUCIÓN, LO QUE REDUCE LA MOLALIDAD TOTAL
FACTORES DE VAN’T HOFF
ELECTRÓLITO
i (MEDIDO)
i (CALCULADO)
----------------------------------------------------------------------------------------------sacarosa (referencia)
1,0
1,0
HCl
1,9
2,0
NaCl
1,9
2,0
MgSO4
1,3
2,0
MgCl2
2,7
2,0
FeCl3
3,4
4,0