Propiedades coligativas Las propiedades de una solución son diferentes de las del soluto o solvente puro. Muchas propiedades de las soluciones dependen de la identidad química del soluto. En comparación con el agua pura, una solución de cloruro de hidrógeno es más ácida, una solución de amoníaco es más básica, una solución de cloruro de sodio es más densa y una solución de sacarosa es más viscosa. Sin embargo, hay algunas propiedades de las soluciones que dependen únicamente de la concentración total de las especies de solutos, independientemente de sus identidades. Estas propiedades coligativas incluyen la disminución de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, el descenso crioscópico y la presión osmótica. Este pequeño conjunto de propiedades tiene una importancia fundamental en muchos fenómenos naturales y aplicaciones tecnológicas, como se describirá en este módulo. Fracción molar y molalidad En un capítulo anterior se introdujeron varias unidades comúnmente utilizadas para expresar las concentraciones de los componentes de la solución, cada una de las cuales ofrece ciertas ventajas para su uso en diferentes aplicaciones. Por ejemplo, la molaridad (M ) es una unidad conveniente para utilizar en los cálculos estequiométricos, ya que se define en términos de las cantidades molares de los tipos de solutos: M = mol de soluto L de solución Como los volúmenes de las soluciones varían con la temperatura, las concentraciones molares también variarán. Cuando se expresa en forma de molaridad, la concentración de una solución con idéntico número de tipos de soluto y solvente será diferente a distintas temperaturas, debido a la contracción/expansión de la solución. En los cálculos en los que intervienen muchas propiedades coligativas son más apropiadas las unidades de concentración con base en el mol, cuyos valores no dependen de la temperatura. Dos de estas unidades son la fracción molar (presentada en el capítulo anterior sobre los gases) y la molalidad . La fracción molar, X , de un componente es la relación entre su cantidad molar y el número total de moles de todos los componentes de la solución: X A = mol A moles totales de todos los componentes Según esta definición, la suma de las fracciones molares de todos los componentes de la solución (el solvente y todos los solutos) es igual a uno. La molalidad es una unidad de concentración definida como la relación entre el número de moles de soluto y la masa del solvente en kilogramos: m = mol de soluto kg de solvente Dado que estas unidades se calculan utilizando únicamente masas y cantidades molares, no varían con la temperatura y, por lo tanto son más adecuadas para aplicaciones que requieren concentraciones independientes de la temperatura, lo que incluye varias propiedades coligativas, como se describirá en este módulo del capítulo. Cálculo de la fracción molar y la molalidad El anticongelante de la mayoría de los radiadores de los automóviles es una mezcla de volúmenes iguales de etilenglicol y agua, con pequeñas cantidades de otros aditivos que evitan la corrosión. ¿Cuáles son (a) la fracción molar y (b) la molalidad del etilenglicol, C 2 H 4 (OH )2 , en una solución preparada a partir de 2,22 × 10 3 g de etilenglicol y 2,00 × 10 3 g de agua (aproximadamente 2 L de glicol y 2 L de agua)? Solución (a) La fracción molar de etilenglicol puede calcularse derivando primero las cantidades molares de ambos componentes de la solución y sustituyendo luego estas cantidades en la definición de fracción molar. mol C 2 H 4 ( OH ) 2 = 2,22 × 10 3 g × 1 mol C 2 H 4 ( OH ) 2 62,07 g C 2 H 4 ( OH ) 2 = 35,8 mol C 2 H 4 ( OH ) 2 mol H 2 O = 2,00 × 10 3 g × 1 mol H 2 O 18,02 g H 2 O = 111 mol H 2 O X etilen glicol = 35,8 mol C 2 H 4 ( OH ) 2 ( 35,8 + 111 ) moles totales = 0,244 Observe que la fracción molar es una propiedad adimensional, siendo la relación de propiedades con idénticas unidades (moles). (b) Deduzca los moles de soluto y la masa de solvente (en kg). En primer lugar, utilice la masa dada de etilenglicol y su masa molar para encontrar los moles de soluto: 2,22 × 10 3 g C 2 H 4 ( OH ) 2 ( mol C 2 H 2 ( OH ) 2 62,07 g ) = 35,8 mol C 2 H 4 ( OH ) 2 A continuación, convierta la masa del agua de gramos a kilogramos: 2,00 × 10 3 g H 2 O ( 1 kg 1.000 g ) = 2,00 kg H 2 O Por último, calcule la molalidad según su definición: molalidad = mol de soluto kg de solvente molalidad = 35,8 mol C 2 H 4 ( OH ) 2 2 kg H 2 O molalidad = 17,9 m Compruebe sus conocimientos ¿Cuáles son la fracción molar y la molalidad de una solución que contiene 0,850 g de amoníaco, NH 3 , disueltos en 125 g de agua? Respuesta: 7,14 × 10 −3 ; 0,399 m Conversión de la fracción molar y las concentraciones molares Calcule la fracción molar de soluto y solvente en una disolución de 3,0 m de cloruro sódico. Solución La conversión de una unidad de concentración a otra se realiza comparando primero las dos definiciones de unidad. En este caso, ambas unidades tienen el mismo numerador (moles de soluto) pero diferentes denominadores. La concentración molal proporcionada puede escribirse como: 3,0 mol de NaCl 1 kg H 2 O El numerador de la fracción molar de esta solución es, por tanto, 3,0 moles de NaCl. El denominador puede calcularse obteniendo la cantidad molar de agua correspondiente a 1,0 kg. 1,0 kg H 2 O ( 1.000 g 1 kg ) ( mol H 2 O 18,02 g ) = 55 mol H 2 O y luego sustituya estas cantidades molares en la definición de fracción molar. X H 2 O = mol H 2 O mol de NaCl + mol H 2 O X H 2 O = 55 mol H 2 O 3,0 mol de NaCl + 55 mol H 2 O X H 2 O = 0,95 X NaCl = mol de NaCl mol de NaCl + mol H 2 O X NaCl = 3,0 moles NaCl 3,0 mol de NaCl + 55 mol H 2 O X NaCl = 0,052 Compruebe lo aprendido La fracción molar de yodo, I 2 , disuelto en diclorometano, CH 2 Cl 2 , es 0,115. ¿Cuál es la concentración molal, m , de yodo en esta solución? Respuesta: 1,50 m Conversiones de molalidad y molaridad La infusión intravenosa de una solución acuosa de glucosa 0,556 M (densidad de 1,04 g/mL) forma parte de algunas terapias de recuperación postoperatoria. ¿Cuál es la concentración molar de glucosa en esta solución? Solución La concentración molal proporcionada puede escribirse explícitamente como M = 0,556 moles de glucosa/1 L de solución Considere la definición de molalidad: m = mol de solución/kg de solvente La cantidad de glucosa en 1 L de esta solución es de 0,556 moles, por lo que se necesita la masa de agua en este volumen de solución. Primero, calcule la masa de 1,00 L de la solución: ( 1,0 L sol ) ( 1,04 g/mL ) ( 1.000 mL/1L ) ( 1 kg/1.000 g ) = 1,04 kg sol Esta es la masa del agua y de su soluto, la glucosa, por lo que hay que restar la masa de la glucosa. Calcule la masa de la glucosa a partir de su cantidad molar: ( 0,556 moles de glucosa ) ( 180,2 g/1 mol ) = 100,2 g o 0,1002 kg Restando la masa de glucosa se obtiene la masa de agua en la solución: 1,04 solución en kg – 0,1002 kg de glucosa = 0,94 kg de agua Finalmente, la molalidad de la glucosa en esta solución se calcula como m = 0,556 moles de glucosa/0,94 kg de agua = 0,59 m Compruebe lo aprendido El ácido nítrico, HNO 3 (aq) , está disponible comercialmente como solución acuosa de 33,7 m (densidad = 1,35 g/mL). ¿Cuál es la molaridad de esta solución? Respuesta: 14,6 M Reducción de la presión de vapor Como se describe en el capítulo sobre líquidos y sólidos, la presión de vapor de equilibrio de un líquido es la presión ejercida por su fase gaseosa cuando la vaporización y la condensación se producen a igual velocidad: líquido ⇌ gas La disolución de una sustancia no volátil en un líquido volátil provoca una disminución de la presión de vapor del líquido. Este fenómeno puede racionalizarse considerando el efecto de las moléculas de soluto que se añaden en los procesos de vaporización y condensación del líquido. Para vaporizar, las moléculas de solvente deben estar presentes en la superficie de la solución. La presencia del soluto disminuye el área superficial disponible para las moléculas de solvente y, por tanto, reduce la velocidad de vaporización de este. Dado que la tasa de condensación no se ve afectada por la presencia del soluto, el resultado neto es que el equilibrio de vaporización-condensación se alcanza con menos moléculas de solvente en la fase de vapor (es decir, a una menor presión de vapor) ( ). Aunque esta interpretación es útil, no tiene en cuenta varios aspectos importantes de la naturaleza coligativa de la disminución de la presión de vapor. Una explicación más rigurosa se refiere a la propiedad de la entropía , tema que se tratará en un capítulo posterior del texto sobre termodinámica. Para entender la disminución de la presión de vapor de un líquido, es pertinente señalar que la naturaleza más dispersa de la materia en una solución, en comparación con las fases separadas de solvente y soluto, sirve para estabilizar eficazmente las moléculas de solvente y dificultar su vaporización. El resultado es una presión de vapor más baja, y un punto de ebullición consecuentemente más alto, como se describe en la siguiente sección de este módulo. La presencia de solutos no volátiles disminuye la presión de vapor de una solución al impedir la evaporación de las moléculas del solvente. La relación entre las presiones de vapor de los componentes de la solución y las concentraciones de dichos componentes se describe mediante la ley de Raoult : la presión parcial ejercida por cualquier componente de una solución ideal es igual a la presión de vapor del componente puro multiplicada por su fracción molar en la solución. P A = X A P A * donde P A es la presión parcial ejercida por el componente A en la solución, P A * es la presión de vapor de A puro, y X A es la fracción molar de A en la solución. Recordando que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de todos sus componentes (ley de presiones parciales de Dalton), la presión de vapor total ejercida por una solución que contiene i componentes es P solución = ∑ i P i = ∑ i X i P i * Una sustancia no volátil es aquella cuya presión de vapor es despreciable ( P * ≈ 0), por lo que la presión de vapor sobre una solución que solo contiene solutos no volátiles se debe únicamente al solvente: P solución = X solvente P solvente * Cálculo de la presión de vapor Calcule la presión de vapor de una solución ideal que contiene 92,1 g de glicerina, C 3 H 5 (OH) 3 , y 184,4 g de etanol, C 2 H 5 OH, a 40 °C. La presión de vapor del etanol puro es de 0,178 atm a 40 °C. La glicerina es esencialmente no volátil a esta temperatura. Solución Como el solvente es el único componente volátil de esta solución, su presión de vapor puede calcularse según la ley de Raoult como P solución = X solvente P solvente * En primer lugar, calcule las cantidades molares de cada componente de la solución utilizando los datos de masa proporcionados. 92,1 g C 3 H 5 ( OH ) 3 × 1 mol C 3 H 5 ( OH ) 3 92,094 g C 3 H 5 ( OH ) 3 = 1,00 mol C 3 H 5 ( OH ) 3 184,4 g C 2 H 5 OH × 1 mol C 2 H 5 OH 46,069 g C 2 H 5 OH = 4,000 mol C 2 H 5 OH A continuación, calcule la fracción molar del solvente (etanol) y utilice la ley de Raoult para calcular la presión de vapor de la solución. X C 2 H 5 OH = 4,000 mol ( 1,00 mol + 4,000 mol ) = 0,800 P solv = X solv P solv * = 0,800 × 0,178 atm = 0,142 atm Compruebe lo aprendido Una solución contiene 5,00 g de urea, CO(NH 2 ) 2 (un soluto no volátil) y 0,100 kg de agua. Si la presión de vapor del agua pura a 25 °C es de 23,7 torr, ¿cuál es la presión de vapor de la solución suponiendo un comportamiento ideal? Respuesta: 23,4 torr Destilación de soluciones Las soluciones cuyos componentes tienen presiones de vapor significativamente diferentes pueden separarse mediante un proceso de vaporización selectiva conocido como destilación. Consideremos el caso simple de una mezcla de dos líquidos volátiles, A y B, siendo A el líquido más volátil. La ley de Raoult puede utilizarse para demostrar que el vapor sobre la solución está enriquecido en el componente A, es decir, la fracción molar de A en el vapor es mayor que la fracción molar de A en el líquido (consulte el ejercicio 65 del final del capítulo). Al calentar adecuadamente la mezcla, el componente A puede vaporizarse, condensarse y recogerse, separándose efectivamente del componente B. La destilación se aplica ampliamente tanto en el laboratorio como en la industria, y se usa para refinar el petróleo, para aislar productos de fermentación y para purificar el agua. Un aparato típico para destilaciones a escala de laboratorio se muestra en la . Se muestra una unidad de destilación típica de laboratorio en (a) una fotografía y (b) un diagrama esquemático de los componentes (créditos: a: modificación del trabajo de "Rifleman82"/Wikimedia commons; b: modificación del trabajo de "Slashme"/Wikimedia Commons). Las refinerías de petróleo utilizan la destilación fraccionada a gran escala para separar los componentes del crudo. El petróleo crudo se calienta a altas temperaturas en la base de una columna de fraccionamiento alta, vaporizando muchos de los componentes que suben dentro de la columna. A medida que los componentes vaporizados alcanzan zonas adecuadamente frías durante su ascenso, se condensan y se recogen. Los líquidos recogidos son mezclas más sencillas de hidrocarburos y otros compuestos del petróleo que tienen una composición adecuada para diversas aplicaciones (por ejemplo, gasóleo, queroseno, gasolina), como se muestra en la . El petróleo crudo es una mezcla compleja que se separa mediante destilación fraccionada a gran escala para aislar varias mezclas más simples. Elevación del punto de ebullición Como se describe en el capítulo sobre líquidos y sólidos, el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica ambiente. Dado que la presión de vapor de una solución disminuye debido a la presencia de solutos no volátiles, es lógico que el punto de ebullición de la solución aumente posteriormente. La presión de vapor aumenta con la temperatura, por lo que una solución requerirá una temperatura más alta que la del solvente puro para alcanzar cualquier presión de vapor, incluso una equivalente a la de la atmósfera circundante. El aumento del punto de ebullición que se observa cuando un soluto no volátil se disuelve en un solvente, Δ T b , se denomina aumento del punto de ebullición y es directamente proporcional a la concentración molar de las especies de soluto: Δ T b = K b m donde K b es la constante de aumento del punto de ebullición , o la constante ebulloscópica y m es la concentración molal (molalidad) de todas las especies de solutos. Las constantes del aumento del punto de ebullición son propiedades características que dependen de la identidad del solvente. Los valores de K b para varios solventes figuran en la . Constante de aumento del punto de ebullición y constante crioscópica de varios solventes Solvente Punto de ebullición (°C a 1 atm) K b (ºC m −1 ) Punto de congelación (°C a 1 atm) K f (ºC m −1 ) agua 100,0 0,512 0,0 1,86 acetato de hidrógeno 118,1 3,07 16,6 3,9 benceno 80,1 2,53 5,5 5,12 cloroformo 61,26 3,63 -63,5 4,68 nitrobenceno 210,9 5,24 5,67 8,1 La medida en que se reduce la presión de vapor de un solvente y aumenta el punto de ebullición depende del número total de partículas de soluto presentes en una cantidad determinada de solvente, no de la masa o el tamaño o las identidades químicas de las partículas. Una solución acuosa de 1 m de sacarosa (342 g/mol) y una solución acuosa de 1 m de etilenglicol (62 g/mol) tendrán el mismo punto de ebullición porque cada solución tiene un mol de partículas de soluto (moléculas) por kilogramo de solvente. Cálculo del punto de ebullición de una solución Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de 0,33 m de un soluto no volátil en benceno? Solución Utilice la ecuación que relaciona el aumento del punto de ebullición con la molalidad del soluto para resolver este problema en dos pasos. Calcule el cambio en el punto de ebullición. Δ T b = K b m = 2,53 ° C m -1 × 0,33 m = 0,83 ° C Añada el aumento del punto de ebullición al punto de ebullición del solvente puro. Temperatura de ebullición = 80,1 ° C + 0,83 ° C = 80,9 ° C (carbono 14). Compruebe lo aprendido Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de ebullición del anticongelante descrito en el ? Respuesta: 109,2 °C El punto de ebullición de una solución de yodo Halle el punto de ebullición de una solución de 92,1 g de yodo, I 2 , en 800,0 g de cloroformo, CHCl 3 , suponiendo que el yodo no es volátil y que la solución es ideal. Solución A continuación se expone un enfoque de cuatro pasos para resolver este problema. Convierte de gramos a moles de I 2 utilizando la masa molar de I 2 en el factor de conversión de unidades. Resultado: 0,363 moles Determine la molalidad de la solución a partir del número de moles de soluto y la masa de solvente, en kilogramos. Resultado: 0,454 m Utilice la proporcionalidad directa entre el cambio en el punto de ebullición y la concentración molar para determinar cuánto cambia el punto de ebullición. Resultado: 1,65 °C Determine el nuevo punto de ebullición a partir del punto de ebullición del solvente puro y del cambio. Resultado: 62,91 °C Compruebe cada resultado como una autoevaluación. Compruebe lo aprendido ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 1,0 g de glicerina, C 3 H 5 (OH) 3 , en 47,8 g de agua? Supongamos una solución ideal. Respuesta: 100,12 °C Descenso crioscópico Las soluciones se congelan a temperaturas más bajas que los líquidos puros. Este fenómeno se aprovecha en los esquemas de "descongelación" que utilizan sal ( ), cloruro de calcio o urea para derretir el hielo en las carreteras y aceras, y en el uso del etilenglicol como "anticongelante" en los radiadores de los automóviles. El agua de mar se congela a una temperatura inferior a la del agua dulce, por lo que los océanos ártico y antártico permanecen sin congelar incluso a temperaturas inferiores a 0 °C (al igual que los fluidos corporales de los peces y otros animales marinos de sangre fría que viven en estos océanos). Para derretir el hielo se utiliza sal gema (NaCl), cloruro de calcio (CaCl 2 ) o una mezcla de ambos (créditos: modificación del trabajo de Eddie Welker). La disminución del punto de congelación de una solución diluida respecto a la del solvente puro, Δ T f , se denomina descenso crioscópico y es directamente proporcional a la concentración molar del soluto. Δ T f = K f m donde m es la concentración molar del soluto y K f se denomina constante del descenso crioscópico (o constante crioscópica ). Al igual que en el caso de las constantes del aumento del punto de ebullición, se trata de propiedades características cuyos valores dependen de la identidad química del solvente. Los valores de K f para varios solventes figuran en la . Cálculo del punto de congelación de una solución Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de congelación de la solución de 0,33 m de un soluto no volátil no electrolítico en benceno descrito en el ? Solución Utilice la ecuación que relaciona el descenso crioscópico con la molalidad del soluto para resolver este problema en dos pasos. Calcule el cambio en el punto de congelación. Δ T f = K f m = 5,12 ° C m -1 × 0,33 m = 1,7 ° C Reste el cambio de punto de congelación observado del punto de congelación del solvente puro. Temperatura de congelación = 5,5 ° C – 1,7 ° C = 3,8 ° C (carbono 14). Compruebe lo aprendido Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de congelación de una solución de 1,85 m de un soluto no volátil no electrolítico en nitrobenceno? Respuesta: −9,3 °C Propiedades coligativas y deshielo El cloruro de sodio y sus análogos del grupo 2, el cloruro de calcio y el cloruro de magnesio, se utilizan a menudo para descongelar carreteras y aceras, debido a que una solución de cualquiera de estas sales tendrá un punto de congelación inferior a 0 °C, el punto de congelación del agua pura. Las sales metálicas del grupo 2 se mezclan con frecuencia con el cloruro de sodio ("sal gema"), más barato y más fácil de conseguir, para su uso en las carreteras, ya que tienden a ser algo menos corrosivas que el NaCl, y proporcionan una mayor disminución del punto de congelación, ya que se disocian para dar lugar a tres partículas por unidad de fórmula, en lugar de dos partículas como el cloruro de sodio. Dado que estos compuestos iónicos tienden a acelerar la corrosión del metal, no sería buena idea utilizarlos en el anticongelante del radiador de su automóvil o para descongelar un avión antes del despegue. Para estas aplicaciones, se suelen utilizar compuestos covalentes, como el etileno o el propilenglicol. Los glicoles utilizados en el líquido del radiador no solo reducen el punto de congelación del líquido, sino que elevan el punto de ebullición, haciendo que el líquido sea útil tanto en invierno como en verano. Los glicoles calentados se rocían a menudo sobre la superficie de los aviones antes del despegue en las inclemencias del tiempo en invierno para eliminar el hielo que ya se ha formado y prevenir la formación de más hielo, que sería particularmente peligroso si se formara en las superficies de control del avión ( ). El descenso crioscópico se aprovecha para eliminar el hielo de (a) las carreteras y (b) las superficies de control de los aviones. Diagrama de fase de una solución Los efectos coligativos en la presión de vapor, el punto de ebullición y el punto de congelación descritos en la sección anterior se resumen convenientemente comparando los diagramas de fase de un líquido puro y de una solución derivada de ese líquido ( ). Diagramas de fase para un solvente puro (curvas sólidas) y una solución formada por la disolución de un soluto no volátil en el solvente (curvas discontinuas). La curva líquido-vapor para la solución se encuentra debajo de la curva correspondiente para el solvente, que representa la disminución de la presión de vapor, Δ P , que resulta de la disolución del soluto no volátil. En consecuencia, a cualquier presión, se observa el punto de ebullición de la solución a una temperatura más alta que la del solvente puro, lo que refleja el aumento del punto de ebullición, Δ T b , asociada a la presencia del soluto no volátil. La curva sólido-líquido de la solución está desplazada a la izquierda de la del solvente puro, lo que representa el descenso crioscópico, Δ T f , que acompaña a la formación de la solución. Por último, observe que las curvas sólido-gas para el solvente y su solución son idénticas. Este es el caso de muchas soluciones que comprenden solventes líquidos y solutos no volátiles. Al igual que en el caso de la vaporización, cuando una solución de este tipo se congela, en realidad son solo las moléculas de solvente las que sufren la transición de líquido a sólido, formando un solvente sólido puro que excluye las especies de soluto. Las fases sólida y gaseosa, por tanto, están compuestas únicamente por solvente, por lo que las transiciones entre estas fases no están sujetas a efectos coligativos. Ósmosis y presión osmótica de las soluciones Una serie de materiales naturales y sintéticos presentan una permeabilidad selectiva , lo que significa que solo las moléculas o los iones de un determinado tamaño, forma, polaridad, carga, etc., son capaces de atravesar (permeabilizar) el material. Las membranas de las células biológicas ofrecen ejemplos elegantes de permeabilidad selectiva en la naturaleza, mientras que los tubos de diálisis utilizados para eliminar los desechos metabólicos de la sangre son un ejemplo tecnológico más simplista. Independientemente de cómo se fabriquen, estos materiales se denominan generalmente membranas semipermeables . Consideremos el aparato que se ilustra en la , en el que las muestras de solvente puro y de una solución están separadas por una membrana que solo pueden atravesar las moléculas de solvente. Las moléculas de solvente se difundirán a través de la membrana en ambas direcciones. Dado que la concentración de solvente es mayor en el solvente puro que en la solución, estas moléculas se difundirán desde el lado del solvente hacia el lado de la solución a un ritmo más rápido que en la dirección inversa. El resultado es una transferencia neta de moléculas de solvente desde el solvente puro a la solución. La transferencia por difusión de moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable es el proceso conocido como ósmosis . (a) Una solución y un solvente puro están inicialmente separados por una membrana osmótica. (b) Se produce una transferencia neta de moléculas de solvente a la solución hasta que su presión osmótica produce tasas de transferencia iguales en ambas direcciones. Cuando la ósmosis se lleva a cabo en un aparato como el que se muestra en la , el volumen de la solución aumenta a medida que se diluye por acumulación de solvente. Esto hace que el nivel de la solución se eleve, aumentando su presión hidrostática (debido al peso de la columna de solución en el tubo) y ocasionando una transferencia más rápida de las moléculas de solvente de vuelta al lado del solvente puro. Cuando la presión alcanza un valor que produce una tasa de transferencia de solvente inversa igual a la tasa de ósmosis, la transferencia masiva de solvente cesa. Esta presión se denomina presión osmótica ( Π ) de la solución. La presión osmótica de una solución diluida se relaciona con su molaridad de soluto, M , y la temperatura absoluta, T , según la ecuación Π = M R T donde R es la constante universal de los gases. Cálculo de la presión osmótica Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la presión osmótica (atm) de una solución 0,30 M de glucosa en agua que se utiliza para la infusión intravenosa a temperatura corporal, 37 °C? Solución Halle la presión osmótica, Π , mediante la fórmula Π = MRT , donde T está en la escala Kelvin (310 K) y el valor de R se expresa en unidades adecuadas (0,08206 L atm/mol K). Π = M R T = 0,30 mol/L × 0,08206 L atm/mol K × 310 K = 7,6 atm Compruebe lo aprendido Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la presión osmótica (atm) de una solución con un volumen de 0,750 L que contiene 5,0 g de metanol, CH 3 OH, en agua a 37 °C? Respuesta: 5,3 atm Si se coloca una solución en un aparato como el que se muestra en la , la aplicación de una presión superior a la presión osmótica de la solución invierte la ósmosis y empuja las moléculas de solvente de la solución hacia el solvente puro. Esta técnica de ósmosis inversa se utiliza para la desalinización a gran escala del agua de mar y a menor escala para producir agua de grifo de gran pureza para beber. La aplicación de una presión superior a la presión osmótica de una solución invertirá la ósmosis. Las moléculas de solvente de la solución son empujadas hacia el solvente puro. Purificación de agua por ósmosis inversa En el proceso de ósmosis, la difusión sirve para mover el agua a través de una membrana semipermeable desde una solución menos concentrada a una más concentrada. La presión osmótica es la cantidad de presión que debe aplicarse a la solución más concentrada para que la ósmosis se detenga. Si se aplica una mayor presión, el agua pasará de la solución más concentrada a una solución menos concentrada (más pura). Esto se llama ósmosis inversa. La ósmosis inversa (OI) se utiliza para purificar el agua en muchas aplicaciones, desde las plantas desalinizadoras de las ciudades costeras, hasta las máquinas purificadoras de agua de las tiendas de alimentación ( ), y las unidades domésticas de ósmosis inversa más pequeñas. Con una bomba manual, las pequeñas unidades de ósmosis inversa pueden utilizarse en países del tercer mundo, en zonas de catástrofe y en botes salvavidas. Nuestras fuerzas militares tienen una variedad de unidades de ósmosis inversa operadas por generadores que pueden ser transportadas en vehículos a lugares remotos. Los sistemas de ósmosis inversa para purificar el agua potable se muestran aquí en (a) pequeña y (b) gran escala (créditos: a: modificación del trabajo de Jerry Kirkhart; b: modificación del trabajo de Willard J. Lathrop). Los ejemplos de ósmosis son evidentes en muchos sistemas biológicos porque las células están rodeadas de membranas semipermeables. Las zanahorias y el apio que se ablandaron por la pérdida de agua pueden volver a estar crujientes colocándolos en agua. El agua entra en las células de la zanahoria o el apio por ósmosis. Un pepino colocado en una solución salina concentrada pierde agua por ósmosis y absorbe algo de sal para convertirse en un pepinillo. La ósmosis también puede afectar a las células de los animales. Las concentraciones de solutos son especialmente importantes cuando se inyectan soluciones en el cuerpo. Los solutos presentes en los fluidos celulares del cuerpo y en el suero sanguíneo dan a estas soluciones una presión osmótica de aproximadamente 7,7 atm. Las soluciones que se inyectan en el cuerpo deben tener la misma presión osmótica que el suero sanguíneo; es decir, deben ser isotónicas con el suero sanguíneo. Si se inyecta una solución menos concentrada, una solución hipotónica , en cantidad suficiente para diluir el suero sanguíneo, el agua del suero diluido pasa a las células sanguíneas por ósmosis, lo que hace que las células se expandan y se rompan. Este proceso se llama hemólisis . Cuando se inyecta una solución más concentrada, una solución hipertónica , las células pierden agua hacia la solución más concentrada, se arrugan y posiblemente mueren en un proceso llamado crenación . Estos efectos se ilustran en la . Las membranas de los glóbulos rojos son permeables al agua y (a) se hincharán y posiblemente se romperán en una solución hipotónica; (b) mantendrán el volumen y la forma normales en una solución isotónica; y (c) se marchitarán y posiblemente morirán en una solución hipertónica (créditos a/b/c: modificaciones del trabajo de "LadyofHats"/Wikimedia commons). Determinación de las masas molares La presión osmótica y los cambios en el punto de congelación, el punto de ebullición y la presión de vapor son directamente proporcionales al número de especies de solutos presentes en una cantidad determinada de solución. Por consiguiente, la medición de una de estas propiedades en una solución preparada con una masa conocida de soluto permite determinar la masa molar del soluto. Determinación de una masa molar a partir del descenso crioscópico Una solución de 4,00 g de un no electrolito disuelto en 55,0 g de benceno se congela a 2,32 °C. Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de este compuesto? Solución Resuelva este problema siguiendo los siguientes pasos. Determine el cambio en el punto de congelación a partir del punto de congelación observado y el punto de congelación del benceno puro ( ) Δ T f = 5,5 ° C – 2,32 ° C = 3,2 ° C Determine la concentración molal a partir deK f , la constante de descenso crioscópico del benceno ( ), y Δ T f . Δ T f = K f m m = Δ T f K f = 3,2 ° C 5,12 ° C m -1 = 0,63 m Determine el número de moles de compuesto en la solución a partir de la concentración molal y la masa de solvente utilizada para preparar la solución. Moles de soluto = 0,63 mol de soluto 1,00 kg de solvente × 0,0550 kg de solvente = 0,035 mol Determine la masa molar a partir de la masa del soluto y el número de moles de esa masa. Masa molar = 4,00 g 0,035 mol = 1,1 × 10 2 g/mol Compruebe lo aprendido Una solución de 35,7 g de un no electrolito en 220,0 g de cloroformo tiene un punto de ebullición de 64,5 °C. Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de este compuesto? Respuesta: 1,8 × 10 2 g/mol Determinación de una masa molar a partir de la presión osmótica Una muestra de 0,500 L de una solución acuosa que contiene 10,0 g de hemoglobina tiene una presión osmótica de 5,9 torr a 22 °C. Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de la hemoglobina? Solución La siguiente es una serie de pasos que pueden utilizarse para resolver el problema: Convierta la presión osmótica a atmósferas, luego determine la concentración molar a partir de la presión osmótica. Π = 5,9 torr × 1 atm 760 torr = 7,8 × 10 -3 atm Π = MRT M = Π R T = 7,8 × 10 -3 atm ( 0,08206 L atm/mol K ) ( 295 K ) = 3,2 × 10 -4 M Determine el número de moles de hemoglobina en la solución a partir de su concentración y su volumen. moles de hemoglobina = 3,2 × 10 -4 mol 1 L de solución × 0,500 L de solución = 1,6 × 10 -4 mol Determine la masa molar a partir de la masa de la hemoglobina y el número de moles de esa masa. masa molar = 10,0 g 1,6 × 10 -4 mol = 6,2 × 10 4 g/mol Compruebe lo aprendido Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de una proteína si una solución de 0,02 g de la proteína en 25,0 mL de solución tiene una presión osmótica de 0,56 torr a 25 °C? Respuesta: 3 × 10 4 g/mol Propiedades coligativas de los electrolitos Como se señaló anteriormente en este módulo, las propiedades coligativas de una solución dependen solo del número, no de la identidad, de las especies de solutos disueltos. Los términos de concentración en las ecuaciones para varias propiedades coligativas (descenso crioscópico, elevación del punto de ebullición, presión osmótica) pertenecen a todas las especies de solutos presentes en la solución . En las soluciones consideradas hasta ahora en este capítulo, los solutos han sido no electrolitos que se disuelven físicamente sin disociación ni ningún otro proceso acompañante. Cada molécula que se disuelve produce una molécula de soluto disuelta. Sin embargo, la disolución de un electrolito no es tan sencilla, como ilustran los dos ejemplos comunes que aparecen a continuación: disociación NaCl(s) ⟶ Na + (aq) + Cl – (aq) ionización HCl(aq) + H 2 O(l) ⟶ Cl – (aq) + H 3 O + (aq) Tomando en cuenta el primero de estos ejemplos, y asumiendo una disociación completa, una solución acuosa de 1,0 m de NaCl contiene 2,0 moles de iones (1,0 mol de Na + y 1,0 mol de Cl − ) por cada kilogramo de agua, y se espera que su descenso crioscópico sea Δ T f = 2,0 moles de iones/kg de agua × 1,86 ° C kg de agua/moles de iones = 3,7 ° C . Sin embargo, cuando se prepara realmente esta solución y se mide su descenso crioscópico, se obtiene un valor de 3,4 °C. Se observan discrepancias similares en otros compuestos iónicos, y las diferencias entre los valores de las propiedades coligativas medidos y los esperados suelen ser más significativas a medida que aumentan las concentraciones de soluto. Estas observaciones sugieren que los iones del cloruro de sodio (y otros electrolitos fuertes) no se disocian completamente en la solución. Para tener en cuenta esto y evitar los errores que acompañan a la suposición de la disociación total, se utiliza un parámetro medido experimentalmente que lleva el nombre del químico alemán Jacobus Henricus van't Hoff, ganador del Premio Nobel. El factor de van't Hoff ( i ) se define como la relación entre las partículas de soluto en la solución y el número de unidades de fórmula disueltas: i = moles de partículas en la solución moles de unidades de fórmula disueltas Los valores de los factores de van't Hoff medidos en varios solutos, junto con los valores previstos suponiendo una disociación completa, se muestran en la . Factores de van't Hoff predichos y medidos en varias soluciones acuosas de 0,050 m Unidad de fórmula Clasificación Productos de disolución i (previsto) i (medido) C 12 H 22 O 11 (glucosa) No electrolito C 12 H 22 O 11 1 1,0 NaCl Electrolito fuerte Na + , Cl − 2 1,9 HCl Electrolito fuerte (ácido) H 3 O + , Cl − 2 1,9 MgSO 4 Electrolito fuerte Mg 2+ , SO 4 2− , 2 1,3 MgCl 2 Electrolito fuerte Mg 2+ , 2Cl − 3 2,7 FeCl 3 Electrolito fuerte Fe 3+ , 3Cl − 4 3,4 En 1923, los químicos Peter Debye y Erich Hückel propusieron una teoría para explicar la aparente ionización incompleta de los electrolitos fuertes. Sugirieron que, aunque la atracción interiónica en una solución acuosa se reduce en gran medida por la solvatación de los iones y la acción aislante del solvente polar, no se anula por completo. Las atracciones residuales impiden que los iones se comporten como partículas totalmente independientes ( ). En algunos casos, un ion positivo y uno negativo pueden llegar a tocarse, dando lugar a una unidad solvatada denominada par de iones. Así, la actividad , o la concentración efectiva, de cualquier tipo de ion es menor que la indicada por la concentración real. Los iones se separan más y más cuanto más diluida esté la solución, y las atracciones interiónicas residuales son cada vez menores. Así, en soluciones extremadamente diluidas, las concentraciones efectivas de los iones (sus actividades) son básicamente iguales a las concentraciones reales. Note que los factores de van't Hoff en los electrolitos en la son para soluciones de 0,05 m , a cuya concentración el valor de i para el NaCl es de 1,9, frente a un valor ideal de 2. La disociación de los compuestos iónicos en el agua no siempre es completa debido a la formación de pares de iones. Punto de congelación de una solución de un electrolito La concentración de iones en el agua de mar es aproximadamente la misma que en una solución que contiene 4,2 g de NaCl disueltos en 125 g de agua. Utilice esta información y un valor previsto para el factor de van't Hoff ( ) para determinar la temperatura de congelación de la solución (suponga el comportamiento de una solución ideal). Solución Resuelva este problema siguiendo la siguiente serie de pasos. Convierta de gramos a moles de NaCl utilizando la masa molar de NaCl en el factor de conversión de unidades. Resultado: 0,072 mol de NaCl Determine el número de moles de iones presentes en la solución utilizando el número de moles de iones en 1 mol de NaCl como factor de conversión (2 moles de iones/1 mol de NaCl). Resultado: 0,14 moles de iones Determine la molalidad de los iones en la solución a partir del número de moles de iones y la masa de solvente, en kilogramos. Resultado: 1,2 m Utilice la proporcionalidad directa entre el cambio en el punto de congelación y la concentración molar para determinar el cambio del punto de congelación. Resultado: 2,1 °C Determine el nuevo punto de congelación a partir del punto de congelación del solvente puro y del cambio. Resultado: -2,1 °C Compruebe cada resultado como una autoevaluación, teniendo cuidado de evitar los errores de redondeo reteniendo los dígitos de guardia en el resultado de cada paso para calcular el resultado del siguiente paso. Compruebe lo aprendido Suponiendo una disociación completa y el comportamiento de una solución ideal, calcule el punto de congelación de una solución de 0,724 g de CaCl 2 en 175 g de agua. Respuesta: −0,208 °C Conceptos clave y resumen Las propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración de partículas de soluto se denominan propiedades coligativas. Incluyen cambios en la presión de vapor, el punto de ebullición y el punto de congelación del solvente en la solución. Las magnitudes de estas propiedades dependen únicamente de la concentración total de partículas de soluto en la solución, no del tipo de partículas. La concentración total de partículas de soluto en una solución también determina su presión osmótica, que es la presión que debe aplicarse a la solución para evitar la difusión de moléculas de solvente puro a través de una membrana semipermeable en la solución. Es posible que los compuestos iónicos no se disocien completamente en la solución debido a los efectos de la actividad, en cuyo caso los efectos coligativos observados pueden ser menores que los previstos. Ecuaciones clave ( P A = X A P A * ) P solución = ∑ i P i = ∑ i X i P i * P solución = X solvente P solvente * Δ T b = K b m Δ T f = K f m Π = MRT Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿Cuál(es) son parte del dominio macroscópico de las soluciones y cuáles(es) son parte del dominio microscópico: aumento del punto de ebullición, ley de Henry, enlace de hidrógeno, atracción ion-dipolo, molaridad, no electrolito, compuesto no estequiométrico, ósmosis, ion solvatado? ¿Cuál es la explicación microscópica del comportamiento macroscópico ilustrado en la ? La fuerza de los enlaces entre moléculas similares es más fuerte que la fuerza entre moléculas diferentes. Por lo tanto, existirán algunas regiones en las que las moléculas de agua excluirán a las de aceite y otras regiones en las que las moléculas de aceite excluirán a las de agua, formando una región heterogénea. Dibuje un gráfico cualitativo de la presión en función del tiempo para el vapor de agua sobre una muestra de agua pura y una solución de azúcar, a medida que los líquidos se evaporan hasta la mitad de su volumen original. Una solución de nitrato potásico, un electrolito, y una solución de glicerina (C 3 H 5 (OH) 3 ), un no electrolito, hierven ambas a 100,3 °C. ¿Qué otras propiedades físicas de las dos soluciones son idénticas? Ambos forman soluciones homogéneas; las elevaciones de sus puntos de ebullición son las mismas, al igual que la disminución de sus presiones de vapor. La presión osmótica y el descenso del punto de congelación también son iguales para ambas soluciones. ¿Cuáles son las fracciones molares de H 3 PO 4 y de agua en una solución de 14,5 g de H 3 PO 4 en 125 g de agua? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. ¿Cuáles son las fracciones molares de HNO 3 y agua en una solución concentrada de ácido nítrico (68,0 % de HNO 3 en masa)? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. (a) Halle el número de moles de HNO 3 y H 2 O en 100 g de la solución. Halle las fracciones molares de los componentes. (b) La fracción molar del HNO 3 es 0,378. La fracción molar de H 2 O es 0,622. Calcule la fracción molar de cada soluto y solvente: (a) 583 g de H 2 SO 4 en 1,50 kg de agua, la solución ácida utilizada en una batería de automóvil (b) 0,86 g de NaCl en 1,00 × 10 2 g de agua-solución de cloruro de sodio para inyección intravenosa. (c) 46,85 g de codeína, C 18 H 21 NO 3 , en 125,5 g de etanol, C 2 H 5 OH. (d) 25 g de I 2 en 125 g de etanol, C 2 H 5 OH. Calcule la fracción molar de cada soluto y solvente: (a) 0,710 kg de carbonato de sodio (sosa), Na 2 CO 3 , en 10,0 kg de agua, una solución saturada a 0 °C (b) 125 g de NH 4 NO 3 en 275 g de agua, una mezcla utilizada para hacer una bolsa de hielo instantánea. (c) 25 g de Cl 2 en 125 g de diclorometano, CH 2 Cl 2 . (d) 0,372 g de tetrahidropiridina, C 5 H 9 N, en 125 g de cloroformo, CHCl 3 . (a) X Na 2 CO 3 = 0,0119 ; X H 2 O = 0,988 ; (b) X NH 4 NO 3 = 0,0928 ; X H 2 O = 0,907 ; (c) X Cl 2 = 0,192 ; X CH 2 CI 2 = 0,808 ; (d) X C 5 H 9 N = 0,00426 ; X CHCl 3 = 0,997 Calcule las fracciones molares de metanol, CH 3 OH; etanol, C 2 H 5 OH; y agua en una solución que tiene un 40 % de metanol, 40 % de etanol y 20 % de agua en masa. (Supongamos que los datos son buenos con dos cifras significativas). ¿Cuál es la diferencia entre una solución 1 M y una solución 1 m ? En una solución 1 M , el mol está contenido en exactamente 1 L de solución. En una solución de 1 m , el mol está contenido en exactamente 1 kg de solvente. ¿Cuál es la molalidad del ácido fosfórico, H 3 PO 4 , en una solución de 14,5 g de H 3 PO 4 en 125 g de agua? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. ¿Cuál es la molalidad del ácido nítrico en una solución concentrada de ácido nítrico (68,0 % de HNO 3 en masa)? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. (a) Determine la masa molar del HNO 3 . Determine el número de moles de ácido en la solución. A partir del número de moles y de la masa de solvente, determine la molalidad. (b) 33,7 m Calcule la molalidad de cada una de las siguientes soluciones: (a) 583 g de H 2 SO 4 en 1,50 kg de agua, la solución ácida utilizada en una batería de automóvil (b) 0,86 g de NaCl en 1,00 × 10 2 g de agua-solución de cloruro de sodio para inyección intravenosa. (c) 46,85 g de codeína, C 18 H 21 NO 3 , en 125,5 g de etanol, C 2 H 5 OH. (d) 25 g de I 2 en 125 g de etanol, C 2 H 5 OH. Calcule la molalidad de cada una de las siguientes soluciones: (a) 0,710 kg de carbonato de sodio (sosa), Na 2 CO 3 , en 10,0 kg de agua, una solución saturada a 0 °C. (b) 125 g de NH 4 NO 3 en 275 g de agua, una mezcla utilizada para hacer una bolsa de hielo instantánea. (c) 25 g de Cl 2 en 125 g de diclorometano, CH 2 Cl 2 . (d) 0,372 g de tetrahidropiridina, C 5 H 9 N, en 125 g de cloroformo, CHCl 3 . (a) 6,70 × 10 −1 m ; (b) 5,67 m ; (c) 2,8 m ; (d) 0,0358 m . La concentración de glucosa, C 6 H 12 O 6 , en el líquido cefalorraquídeo normal es 75 mg 100 g . ¿Cuál es la molalidad de la solución? Una solución de K 2 CO 3 al 13,0 % en masa tiene una densidad de 1,09 g/cm 3 . Calcule la molalidad de la solución. 1,08 m ¿Por qué 1 mol de cloruro de sodio reduce el punto de congelación de 1 kg de agua casi dos veces más que 1 mol de glicerina? Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de 115,0 g de sacarosa no volátil, C 12 H 22 O 11 , en 350,0 g de agua? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta (b) Responda la pregunta (a) Determinar la masa molar de la sacarosa; determinar el número de moles de sacarosa en la solución; convertir la masa del solvente a unidades de kilogramos; a partir del número de moles y de la masa del solvente, determinar la molalidad; determinar la diferencia entre el punto de ebullición del agua y el punto de ebullición de la solución; determinar el nuevo punto de ebullición. (b) 100,5 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de 9,04 g de I 2 en 75,5 g de benceno, suponiendo que el I 2 no es volátil? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la temperatura de congelación de una solución de 115,0 g de sacarosa, C 12 H 22 O 11 , en 350,0 g de agua? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. (a) Determinar la masa molar de la sacarosa; determinar el número de moles de sacarosa en la solución; convertir la masa del solvente a unidades de kilogramos; a partir del número de moles y de la masa del solvente, determinar la molalidad; determinar la diferencia entre la temperatura de congelación del agua y la temperatura de congelación de la solución; determinar la nueva temperatura de congelación. (b) -1,8 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de congelación de una solución de 9,04 g de I 2 en 75,5 g de benceno? (a) Describa los pasos necesarios para responder la siguiente pregunta. (b) Responda la pregunta. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la presión osmótica de una solución acuosa de 1,64 g de Ca(NO 3 ) 2 en agua a 25 °C? El volumen de la solución es de 275 mL. (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. (a) Determinar la masa molar de Ca(NO 3 ) 2 ; determinar el número de moles de Ca(NO 3 ) 2 en la solución; determinar el número de moles de iones en la solución; determinar la molaridad de los iones, y luego la presión osmótica. (b) 2,67 atm. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la presión osmótica de una solución de insulina bovina (masa molar, 5700 g mol −1 ) a 18 °C si 100,0 mL de la solución contienen 0,103 g de la insulina? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Responda la pregunta. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la masa molar de una solución de 5,00 g de un compuesto en 25,00 g de tetracloruro de carbono (pb 76,8 °C; K b , 02 °C/ m ) que hierve a 81,5 °C a 1 atm? (a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta. (b) Resuelva el problema. (a) Determinar la concentración molar a partir del cambio en el punto de ebullición y K b ; determinar los moles de soluto en la solución a partir de la concentración molar y la masa del solvente; determinar la masa molar a partir del número de moles y la masa del soluto. (b) 2,1 × 10 2 g mol −1 Una muestra de un compuesto orgánico (un no electrolito) que pesa 1,35 g bajó el punto de congelación de 10,0 g de benceno en 3,66 °C. Suponiendo un comportamiento de solución ideal, calcule la masa molar del compuesto. Una solución de 1,0 m de HCl en benceno tiene un punto de congelación de 0,4 °C. ¿Es el HCl un electrolito en benceno? Explique. No. El benceno puro se congela a 5,5 °C, por lo que el punto de congelación observado de esta solución está deprimido por Δ T f = 5,5 − 0,4 = 5,1 °C. El valor calculado, suponiendo que no hay ionización del HCl, es Δ T f = (1,0 m)(5,14 °C/ m ) = 5,1 °C. La concordancia de estos valores apoya la suposición de que el HCl no está ionizado. Una solución contiene 5,00 g de urea, CO(NH 2 ) 2 , un compuesto no volátil, disuelto en 0,100 kg de agua. Si la presión de vapor del agua pura a 25 °C es de 23,7 torr, ¿cuál es la presión de vapor de la solución (suponiendo un comportamiento ideal de la solución)? Una muestra de 12,0 g de un no electrolito se disuelve en 80,0 g de agua. La solución se congela a −1.94 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, calcule la masa molar de la sustancia. 144 g mol −1 Ordene las siguientes soluciones por su punto de congelación decreciente: 0,1 m Na 3 PO 4 , 0,1 m C 2 H 5 OH, 0,01 m CO 2 , 0,15 m NaCl, y 0,2 m CaCl 2 . Calcule la elevación del punto de ebullición de 0,100 kg de agua que contiene 0,010 mol de NaCl, 0,020 mol de Na 2 SO 4 y 0,030 mol de MgCl 2 , suponiendo una disociación completa de estos electrolitos y un comportamiento ideal de la solución. 0,870 °C ¿Cómo podría preparar una solución acuosa de 3,08 m de glicerina, C 3 H 8 O 3 ?? Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de congelación de esta solución? Una muestra de azufre de 0,210 g se disolvió en 17,8 g de disulfuro de carbono, CS 2 ( K b = 2,34 °C/ m ). Si la aumento del punto de ebullición fue de 0,107 °C, ¿cuál es la fórmula de una molécula de azufre en el disulfuro de carbono (suponiendo el comportamiento de una solución ideal)? S 8 En un importante experimento realizado hace muchos años, 5,6977 g de yoduro de cadmio en 44,69 g de agua elevaron el punto de ebullición 0,181 °C. ¿Qué sugiere esto sobre la naturaleza de una solución de CdI 2 ? La lisozima es una enzima que escinde las paredes celulares. Una muestra de 0,100 L de una solución de lisozima que contiene 0,0750 g de la enzima presenta una presión osmótica de 1,32 × 10 −3 a 25 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la masa molar de la lisozima? 1,39 × 10 4 g mol −1 La presión osmótica de una solución que contiene 7,0 g de insulina por litro es de 23 torr a 25 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la masa molar de la insulina? La presión osmótica de la sangre humana es de 7,6 atm a 37 °C. ¿Qué masa de glucosa,C 6 H 12 O 6 , se necesita para hacer 1,00 L de solución acuosa para la alimentación intravenosa si la solución debe tener la misma presión osmótica que la sangre a temperatura corporal, 37 °C (suponiendo un comportamiento ideal de la solución)? 54 g Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de congelación de una solución de dibromobenceno, C 6 H 4 Br 2 , en 0,250 kg de benceno, si la solución hierve a 83,5 °C? Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de NaCl en agua si la solución se congela a -0,93 °C? 100,26 °C El azúcar fructosa contiene un 40,0 % de C, un 6,7 % de H y un 53,3 % de O en masa. Una solución de 11,7 g de fructosa en 325 g de etanol tiene un punto de ebullición de 78,59 °C. El punto de ebullición del etanol es 78,35 °C, y K b para el etanol es 1,20 °C/ m . Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿cuál es la fórmula molecular de la fructosa? La presión de vapor del metanol, CH 3 OH, es de 94 torr a 20 °C. La presión de vapor del etanol, C 2 H 5 OH, es de 44 torr a la misma temperatura. (a) Calcule la fracción molar de metanol y de etanol en una solución de 50,0 g de metanol y 50,0 g de etanol. (b) El etanol y el metanol forman una solución que se comporta como una solución ideal. Calcule la presión de vapor del metanol y del etanol sobre la solución a 20 °C. (c) Calcule la fracción molar de metanol y de etanol en el vapor sobre la solución. (a) X CH 3 OH = 0,590 ; X C 2 H 5 OH = 0,410 ; (b) Las presiones de vapor son: CH 3 OH: 55 torr; C 2 H 5 OH: 18 torr; (c) CH 3 OH: 0,75; C 2 H 5 OH: 0,25 El punto triple del agua sin aire se define como 273,16 K. ¿Por qué es importante que el agua no tenga aire? La carne puede clasificarse como fresca (no congelada) aunque se almacene a −1 °C. ¿Por qué no se congelaría la carne a esta temperatura? Los iones y compuestos presentes en el agua de la carne de vacuno reducen el punto de congelación de la carne por debajo de los −1 °C. Un compuesto orgánico tiene una composición de 93,46 % de C y 6,54 % de H en masa. Una solución de 0,090 g de este compuesto en 1,10 g de alcanfor funde a 158,4 °C. El punto de fusión del alcanfor puro es de 178,4 °C. El K f del alcanfor es de 37,7 °C/ m . Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la fórmula molecular del soluto? Muestre sus cálculos. Una muestra de HgCl 2 de 9,41 g se disuelve en 32,75 g de etanol, C 2 H 5 OH ( K b = 1,20 °C/ m ). El aumento del punto de ebullición de la solución es de 1,27 °C. ¿Es el HgCl 2 un electrolito en etanol? Muestre sus cálculos. Δ bp = K b m = ( 1,20 ° C / m ) ( 9,41 g × 1 mol Hg Cl 2 271,496 g 0,03275 kg ) = 1,27 ° C El cambio observado es igual al cambio teórico; por lo tanto, no hay disociación. Se sabe que una sal es un fluoruro de metal alcalino. Una rápida determinación aproximada del punto de congelación indica que 4 g de la sal disueltos en 100 g de agua producen una solución que se congela a unos −1.4 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la fórmula de la sal? Muestre sus cálculos. elevación del punto de ebullición elevación del punto de ebullición de un líquido por adición de un soluto. constante de elevación del punto de ebullición la constante de proporcionalidad en la ecuación que relaciona la elevación del punto de ebullición con la molalidad del soluto; también se conoce como constante ebulloscópica. propiedad coligativa propiedad de una solución que depende únicamente de la concentración de una especie de soluto. crenación proceso por el que las células biológicas se arrugan debido a la pérdida de agua por ósmosis. descenso crioscópico disminución del punto de congelación de un líquido por adición de un soluto. constante crioscópica (también, depresión del punto de congelación) constante de proporcionalidad en la ecuación que relaciona el descenso crioscópico con la molalidad del soluto. hemólisis ruptura de los glóbulos rojos debido a la acumulación de un exceso de agua por ósmosis. hipertónico de mayor presión osmótica. hipotónico de menor presión osmótica. par de iones par anión/catión disuelto que se mantiene unido por una atracción electrostática moderada. isotónico de igual presión osmótica. molalidad ( m ) unidad de concentración definida como la relación entre el número de moles de soluto y la masa del solvente en kilogramos. ósmosis difusión de moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable. presión osmótica ( Π ) presión opuesta necesaria para evitar la transferencia de moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable. Ley de Raoult la relación entre la presión de vapor de una solución y las presiones y concentraciones de vapor de sus componentes. membrana semipermeable una membrana que permite selectivamente el paso de ciertos iones o moléculas. factor de van't Hoff ( i ) la relación entre el número de moles de partículas en una solución y el número de moles de unidades de fórmula disueltas en la solución.

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Coloides Es posible que de niño haya hecho suspensiones como mezclas de barro y agua, harina y agua, o una suspensión de pigmentos sólidos en agua, conocida como témpera. Estas suspensiones son mezclas heterogéneas compuestas por partículas relativamente grandes que son visibles (o que pueden verse con una lupa). Son turbias y las partículas en suspensión se asientan después de la mezcla. Por otro lado, una solución es una mezcla homogénea en la que no se produce sedimentación y en la que las especies disueltas son moléculas o iones. Las soluciones tienen un comportamiento completamente diferente al de las suspensiones. Una solución puede estar coloreada, pero es transparente, las moléculas o los iones son invisibles y no se sedimentan al estancarse. Otra clase de mezclas llamadas coloides (o dispersiones coloidales ) presentan propiedades intermedias entre las de las suspensiones y las soluciones ( ). Las partículas de un coloide son más grandes que la mayoría de las moléculas simples; sin embargo, las partículas coloidales son lo suficientemente pequeñas como para que no se sedimenten al estancarse. (a) Una solución es una mezcla homogénea que parece clara, como el agua salada de este acuario. (b) En un coloide, como la leche, las partículas son mucho más grandes, pero permanecen dispersas y no se asientan. (c) Una suspensión, como el lodo, es una mezcla heterogénea de partículas en suspensión que parece turbia y en la que las partículas pueden asentarse (créditos: foto a: modificación del trabajo de Adam Wimsatt; foto b: modificación del trabajo de Melissa Wiese; foto c: modificación del trabajo de Peter Burgess). Las partículas de un coloide son lo suficientemente grandes como para dispersar la luz, un fenómeno llamado efecto Tyndall . Esto puede hacer que las mezclas coloidales parezcan turbias u opacas, como los haces de los reflectores que se muestran en la . Las nubes son mezclas coloidales. Se componen de gotas de agua mucho más grandes que las moléculas, pero lo suficientemente pequeñas como para que no se sedimenten. Las trayectorias de los haces de los reflectores se hacen visibles cuando la luz es dispersada por partículas de tamaño coloidal en el aire (niebla, humo, etc.) (créditos: "Bahman"/Wikimedia Commons). El término "coloide" (de las palabras griegas kolla , que significa "pegamento", y eidos , que significa "similar") fue utilizado por primera vez en 1861 por Thomas Graham para clasificar mezclas como el almidón en agua y la gelatina. Muchas partículas coloidales son agregados de cientos o miles de moléculas, pero otras (como las proteínas y las moléculas de polímeros) están formadas por una sola molécula extremadamente grande. Las moléculas de proteínas y polímeros sintéticos que forman los coloides pueden tener masas moleculares que van desde unos pocos miles hasta muchos millones de unidades de masa atómica. De forma análoga a la identificación de los componentes de una solución como "soluto" y "solvente", los componentes de un coloide se clasifican de igual manera según sus cantidades relativas. El componente particulado que suele estar presente en una cantidad relativamente menor se denomina fase dispersa y la sustancia o solución en la que se dispersa la partícula se denomina medio de dispersión . Los coloides pueden implicar prácticamente cualquier combinación de estados físicos (gas en líquido, líquido en sólido, sólido en gas, etc.), como ilustran los ejemplos de sistemas coloidales que se dan en la . Ejemplos de sistemas coloidales Fase dispersa Medio de dispersión Ejemplos comunes Nombre sólido gas humo, polvo — sólido líquido almidón en agua, algunas tintas, pinturas, leche de magnesia sol sólido sólido algunas gemas de color, algunas aleaciones — líquido gas nubes, nieblas, brumas, aerosoles aerosol líquido líquido leche, mayonesa, mantequilla emulsión líquido sólido jaleas, geles, perlas, ópalos (H 2 O en SiO 2 ) gel gas líquido espumas, crema batida, claras de huevo batidas espuma gas sólido piedra pómez, jabones flotantes — Preparación de sistemas coloidales Los coloides se preparan produciendo partículas de dimensiones coloidales y distribuyendo estas partículas en un medio de dispersión. Las partículas de tamaño coloidal se forman mediante dos métodos: Métodos de dispersión: descomponer las partículas más grandes. Por ejemplo, los pigmentos para pintura se producen dispersando partículas grandes mediante la molienda en molinos especiales. Métodos de condensación: crecimiento a partir de unidades más pequeñas, como moléculas o iones. Por ejemplo, las nubes se forman cuando las moléculas de agua se condensan y forman gotas muy pequeñas. Algunas sustancias sólidas, al entrar en contacto con el agua, se dispersan de manera espontánea y forman sistemas coloidales. La gelatina, el pegamento, el almidón y la leche en polvo deshidratada se comportan de esta manera. Las partículas ya tienen un tamaño coloidal; el agua simplemente las dispersa. Las partículas de leche en polvo de tamaño coloidal se producen mediante la deshidratación de la leche en aerosol. Algunos atomizadores producen dispersiones coloidales de un líquido en el aire. Una emulsión se puede preparar agitando o mezclando dos líquidos inmiscibles. Esto rompe un líquido en gotas de tamaño coloidal, que luego se dispersan por el otro líquido. Los vertidos de petróleo en el océano pueden ser difíciles de limpiar, en parte porque la acción de las olas puede hacer que el petróleo y el agua formen una emulsión. Sin embargo, en muchas emulsiones, la fase dispersa tiende a fusionarse, formar grandes gotas y separarse. Por ello, las emulsiones suelen estabilizarse con un agente emulsificante , una sustancia que inhibe la coalescencia del líquido disperso. Por ejemplo, un poco de jabón estabilizará una emulsión de queroseno en agua. La leche es una emulsión de grasa butírica en agua, con la proteína caseína como agente emulsificante. La mayonesa es una emulsión de aceite en vinagre, con componentes de yema de huevo como agentes emulsificantes. Los métodos de condensación forman partículas coloidales por agregación de moléculas o iones. Si las partículas crecen más allá del rango de tamaño coloidal, se forman gotas o precipitados, y no se produce ningún sistema coloidal. Las nubes se forman cuando las moléculas de agua se agrupan y forman partículas del tamaño de un coloide. Si estas partículas de agua se unen para formar gotas de agua líquida suficientemente grandes o cristales de agua sólida, se asientan en el cielo en forma de lluvia, aguanieve o nieve. Muchos métodos de condensación implican reacciones químicas. Se puede preparar una suspensión coloidal roja de hidróxido de hierro(III) mezclando una solución concentrada de cloruro de hierro(III) con agua caliente: Fe 3+ ( aq ) + 3 Cl – ( aq ) + 6 H 2 O ( l ) ⟶ Fe ( OH ) 3 ( s ) + H 3 O + ( a q ) + 3 Cl – ( a q ) . Un sol de oro coloidal resulta a partir de la reducción de una solución muy diluida de cloruro de oro(III) por un agente reductor como el formaldehído, el cloruro de estaño(II) o el sulfato de hierro(II): Au 3+ + 3 e – ⟶ Au Algunos soles de oro preparados en 1857 siguen intactos (las partículas no se han fusionado ni asentado), lo que ilustra la estabilidad a largo plazo de muchos coloides. Jabones y detergentes Los pioneros fabricaban el jabón hirviendo las grasas con una solución fuertemente básica obtenida por lixiviación de carbonato de potasio, K 2 CO 3 , a partir de cenizas de madera con agua caliente. Las grasas animales contienen poliésteres de ácidos grasos (ácidos carboxílicos de cadena larga). Cuando las grasas animales se tratan con una base como el carbonato de potasio o el hidróxido de sodio, se forma glicerol y sales de ácidos grasos como el palmítico, el oleico y el esteárico. Las sales de los ácidos grasos se llaman jabones . La sal sódica del ácido esteárico, el estearato de sodio, tiene la fórmula C 17 H 35 CO 2 Na y contiene una cadena de hidrocarburo no polar sin carga, la unidad C 17 H 35 —, y un grupo carboxilato iónico, la unidad — CO 2 – ( ). Los jabones contienen un extremo hidrocarbonado no polar (azul) y un extremo iónico (rojo). El extremo iónico es un grupo carboxilato. La longitud del extremo de hidrocarburo puede variar de un jabón a otro. Los detergentes (sustitutos del jabón) también contienen cadenas de hidrocarburos no polares, C 12 H 25 —, y un grupo iónico, como un sulfato— OSO 3 – , o un sulfonato— SO 3 – ( ). Los jabones forman compuestos insolubles de calcio y magnesio en el agua dura; los detergentes forman productos solubles en el agua, lo que supone una clara ventaja para los detergentes. Los detergentes contienen un extremo hidrocarbonado no polar (azul) y un extremo iónico (rojo). El extremo iónico puede ser un sulfato o un sulfonato. La longitud del extremo de hidrocarburo puede variar de un detergente a otro. La acción limpiadora de los jabones y detergentes puede explicarse en términos de las estructuras de las moléculas implicadas. El extremo hidrocarbonado (no polar) de una molécula de jabón o detergente se disuelve en sustancias no polares, como el aceite, la grasa o las partículas de suciedad, o es atraído por ellas. El extremo iónico es atraído por el agua (polar), como se ilustra en la . Como resultado, las moléculas de jabón o detergente se orientan en la interfaz entre las partículas de suciedad y el agua, por lo que actúan como una especie de puente entre dos tipos diferentes de materia, la no polar y la polar. Este tipo de moléculas se denominan anfifílicas , ya que tienen una parte hidrofóbica ("temerosa del agua") y otra hidrofílica ("amante del agua"). Como consecuencia, las partículas de suciedad quedan suspendidas en forma de partículas coloidales y son arrastradas con facilidad. Este corte transversal en forma de diagrama de una gota de aceite emulsionada en agua muestra cómo el jabón o el detergente actúan como emulsionantes. Derrame de petróleo de Deepwater Horizon La explosión de la plataforma petrolífera Deepwater Horizon el 20 de abril de 2010 en el Golfo de México, cerca de Mississippi, dio comienzo al mayor vertido de petróleo marino de la historia de la industria petrolífera. En los 87 días siguientes a la explosión, se calcula que se derramaron 4,9 millones de barriles (210 millones de galones) de petróleo del pozo roto, a 5.000 pies bajo la superficie del agua. El pozo se declaró finalmente sellado el 19 de septiembre de 2010. El petróleo crudo es inmiscible y menos denso que el agua, por lo que el petróleo derramado subió a la superficie del agua. Se utilizaron barreras flotantes, barcos separadores de aceites flotantes y quemas controladas para eliminar el petróleo de la superficie del agua en un intento por proteger las playas y los humedales de la costa del Golfo. Además de la eliminación del petróleo, también se intentó reducir su impacto medioambiental haciéndolo "soluble" (en el sentido amplio del término) y permitiendo así que se diluyera hasta niveles que se espera que sean menos dañinos por el gran volumen de agua del océano. Para ello se utilizaron 1,84 millones de galones del dispersante de petróleo Corexit 9527, la mayoría de los cuales se inyectaron bajo el agua en el lugar de la fuga, y se rociaron pequeñas cantidades sobre el derrame. Corexit 9527 contiene 2-butoxietanol (C 6 H 14 O 2 ), una molécula anfifílica cuyos extremos polares y no polares son útiles para emulsionar el petróleo en pequeñas gotas, aumentando el área superficial del petróleo y haciéndolo más disponible para que lo digieran las bacterias marinas ( ). Si bien este enfoque evita muchos de los peligros inmediatos que el petróleo a granel supone para los ecosistemas marinos y costeros, introduce la posibilidad de efectos a largo plazo derivados de la introducción de los componentes complejos y posiblemente tóxicos del petróleo en la cadena alimentaria del océano. Varias organizaciones participan en el seguimiento del impacto prolongado de este derrame de petróleo, incluida la Oficina Nacional de Administración Oceánica y Atmosférica (visite este sitio web para obtener más detalles). (a) Esta imagen de satélite de la NASA muestra la marea negra del derrame de Deepwater Horizon. (b) Un avión de las Fuerzas Aéreas de los EE. UU. rocía Corexit, un dispersante. (c) Se muestra la estructura molecular del 2-butoxietanol (créditos: a: modificación del trabajo de "NASA, FT2, demis.nl"/Wikimedia Commons; b: modificación del trabajo de "NASA/MODIS Rapid Response Team"/Wikimedia Commons). Propiedades eléctricas de las partículas coloidales Las partículas coloidales dispersas suelen estar cargadas eléctricamente. Una partícula coloidal de hidróxido de hierro(III), por ejemplo, no contiene suficientes iones de hidróxido para compensar exactamente las cargas positivas de los iones de hierro(III). Así, cada partícula coloidal individual tiene una carga positiva y la dispersión coloidal está formada por partículas coloidales cargadas y algunos iones de hidróxido libres que mantienen la dispersión eléctricamente neutra. La mayoría de los coloides de hidróxido metálico tienen cargas positivas, mientras que la mayoría de los metales y sulfuros metálicos forman dispersiones con carga negativa. Todas las partículas coloidales de cualquier sistema tienen cargas del mismo signo. Esto ayuda a mantenerlas dispersas porque las partículas que contienen cargas similares se repelen entre sí. La naturaleza cargada de algunas partículas coloidales puede aprovecharse para eliminarlas de diversas mezclas. Por ejemplo, las partículas que componen el humo suelen estar dispersas coloidalmente y cargadas eléctricamente. Frederick Cottrell, un químico estadounidense, desarrolló un proceso para eliminar estas partículas. Las partículas cargadas son atraídas por electrodos altamente cargados, donde se neutralizan y se depositan como polvo ( ). Se trata de uno de los métodos importantes utilizados para limpiar el humo de diversos procesos industriales. El proceso también es importante para la recuperación de productos valiosos a partir del humo y el polvo de combustión de las fundiciones, los hornos y las calderas. También existen filtros de aire electrostáticos similares diseñados para uso doméstico con el fin de mejorar la calidad del aire interior. Frederick Gardner Cottrell (a) Frederick Cottrell desarrolló (b) el precipitador electrostático, un dispositivo diseñado para frenar la contaminación atmosférica eliminando las partículas coloidales del aire (créditos b: modificación del trabajo de "SpLot"/Wikimedia Commons). Nacido en Oakland, California, en 1877, Frederick Cottrell devoraba los libros de texto como si fueran novelas y se graduó de la escuela secundaria a los 16 años. A continuación, ingresó en la Universidad de California (UC), en Berkeley, donde obtuvo una licenciatura en tres años. Ahorró dinero de su salario anual de 1200 dólares como profesor de química en la escuela secundaria de Oakland para financiar sus estudios de química en Berlín con el premio Nobel Jacobus Henricus van 't Hoff, y en Leipzig con Wilhelm Ostwald, otro premio Nobel. Tras obtener su doctorado en química física, regresó a Estados Unidos para enseñar en la Universidad de California en Berkeley. También fue consultor de la empresa DuPont, donde desarrolló el precipitador electrostático, un dispositivo diseñado para frenar la contaminación atmosférica eliminando las partículas coloidales del aire. Cottrell utilizó los ingresos de su invento para fundar una corporación de investigación sin fines de lucro para financiar la investigación científica. En un precipitador Cottrell, las partículas cargadas positiva y negativamente son atraídas por electrodos altamente cargados, donde se neutralizan y se depositan en forma de polvo. Geles Los postres de gelatina, como Jell-O, son un tipo de coloide ( ). La gelatina cuaja al enfriarse porque la mezcla acuosa caliente de gelatina se coagula al enfriarse, lo que produce un cuerpo extremadamente viscoso conocido como gel . Un gel es una dispersión coloidal de una fase líquida en una fase sólida. Parece que las fibras del medio de dispersión forman una red tridimensional compleja, cuyos intersticios están llenos del medio líquido o de una solución diluida del medio de dispersión. Los postres de gelatina son coloides en los que una solución acuosa de edulcorantes y sabores se dispersa a través de un medio de proteínas sólidas (créditos de la foto: modificación del trabajo de Steven Depolo). La pectina, un hidrato de carbono procedente de los zumos de frutas, es una sustancia gelificante importante en la elaboración de la gelatina. El gel de sílice, una dispersión coloidal de dióxido de silicio hidratado, se forma cuando se añade ácido clorhídrico diluido a una solución diluida de silicato de sodio. El calor enlatado es un gel inflamable que se fabrica mezclando alcohol y una solución acuosa saturada de acetato de calcio. Conceptos clave y resumen Los coloides son mezclas en las que una o más sustancias se dispersan en forma de partículas sólidas relativamente grandes o gotas de líquido en un medio sólido, líquido o gaseoso. Las partículas de un coloide permanecen dispersas y no se asientan debido a la gravedad, y a menudo están cargadas eléctricamente. Los coloides están muy extendidos en la naturaleza y participan en muchas aplicaciones tecnológicas. Ejercicios de química del final del capítulo Identifique la fase dispersa y el medio de dispersión en cada uno de los siguientes sistemas coloidales: dispersión de almidón, humo, niebla, perla, crema batida, jabón flotante, gelatina, leche y rubí. Sistema coloidal Fase dispersa Medio de dispersión dispersión de almidón almidón agua humo partículas sólidas aire niebla agua aire perla agua carbonato de calcio (CaCO 3 ) crema batida aire crema jabón flotante aire jabón gelatina zumo de frutas gel de pectina leche grasa butírica agua rubí óxido de cromo(III) (Cr 2 O 3 ) óxido de aluminio (Al 2 O 3 ) Distinga entre métodos de dispersión y métodos de condensación para preparar sistemas coloidales. ¿En qué se diferencian los coloides de las soluciones en cuanto al tamaño de las partículas dispersas y la homogeneidad? Las dispersiones coloidales están formadas por partículas mucho más grandes que los solutos de las soluciones típicas. Las partículas coloidales son moléculas muy grandes o agregados de especies más pequeñas que suelen ser lo suficientemente grandes como para dispersar la luz. Los coloides son homogéneos a escala macroscópica (visual), mientras que las soluciones son homogéneas a escala microscópica (molecular). Explique la acción limpiadora del jabón. ¿Cómo se puede demostrar que las partículas coloidales están cargadas eléctricamente? Si se colocan en una celda electrolítica, las partículas dispersas se moverán hacia el electrodo que lleva una carga opuesta a la suya. En este electrodo, las partículas cargadas se neutralizarán y se coagularán como un precipitado. anfifílico moléculas que poseen una parte hidrofóbica (no polar) y otra hidrofílica (polar) coloide (también, dispersión coloidal) mezcla en la que partículas sólidas o líquidas relativamente grandes se dispersan uniformemente en un gas, líquido o sólido medio de dispersión sólido, líquido o gas en el que se dispersan partículas coloidales fase dispersa sustancia presente en forma de partículas sólidas o líquidas relativamente grandes en un coloide agente emulsificante sustancia anfifílica utilizada para estabilizar las partículas de algunas emulsiones emulsión coloide formado por líquidos inmiscibles gel dispersión coloidal de un líquido en un sólido suspensión mezcla heterogénea en la que las partículas relativamente grandes de los componentes se dispersan temporalmente pero se asientan con el tiempo efecto Tyndall dispersión de la luz visible por una dispersión coloidal

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Introducción Un lagarto agama toma el sol. A medida que su cuerpo se calienta, las reacciones químicas de su metabolismo se aceleran. El lagarto de la fotografía no está simplemente disfrutando del sol o trabajando en su bronceado. El calor de los rayos del sol es fundamental para la supervivencia del lagarto. Un lagarto caliente puede moverse más rápido que uno frío porque las reacciones químicas que permiten que sus músculos se muevan ocurren más rápidamente a temperaturas más altas. Un lagarto frío es un lagarto más lento y una comida más fácil para los depredadores. Desde la cocción de un pastel hasta la determinación de la vida útil de un puente, las tasas de las reacciones químicas desempeñan un papel importante en nuestra comprensión de los procesos que implican cambios químicos. Cuando se planea llevar a cabo una reacción química se suelen plantear dos preguntas. La primera es: “¿La reacción producirá los productos deseados en cantidades útiles?”. La segunda pregunta es: “¿Con qué rapidez se producirá la reacción?”. A menudo se plantea una tercera pregunta cuando se investigan las reacciones con más detalle: “¿Qué procesos específicos a nivel molecular tienen lugar mientras se produce la reacción?”. Conocer la respuesta a esta pregunta tiene una importancia práctica cuando es necesario controlar el rendimiento o la tasa de una reacción. El estudio de la cinética química se refiere a la segunda y tercera preguntas, es decir, a la tasa a la que una reacción da lugar a productos y a los medios a escala molecular por los que se produce una reacción. En este capítulo se examinan los factores que influyen en las tasas de las reacciones químicas, los mecanismos por los que se producen las reacciones y las técnicas cuantitativas utilizadas para describir las tasas a las que se producen las reacciones.

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Tasas de reacciones químicas Una tasa es una medida de cómo varía alguna propiedad con el tiempo. La rapidez es una tasa conocida que expresa la distancia recorrida por un objeto en un tiempo determinado. El salario es una tasa que representa la cantidad de dinero que gana una persona que trabaja durante un tiempo determinado. Del mismo modo, la tasa de una reacción química es una medida de la cantidad de reactivo que se consume, o de la cantidad de producto que se produce, por la reacción en una cantidad de tiempo determinada. La velocidad de reacción es el cambio en la cantidad de un reactivo o producto por unidad de tiempo. Las tasas de reacción se determinan, por tanto, midiendo la dependencia temporal de alguna propiedad que pueda relacionarse con las cantidades de reactivo o producto. Las velocidades de las reacciones que consumen o producen sustancias gaseosas, por ejemplo, se determinan convenientemente midiendo los cambios de volumen o presión. En el caso de las reacciones en las que intervienen una o varias sustancias coloreadas, las tasas pueden controlarse a través de mediciones de la absorción de la luz. En el caso de las reacciones en las que intervienen electrolitos acuosos, las tasas pueden medirse a través de los cambios en la conductividad de la solución. Para los reactivos y los productos en solución, sus cantidades relativas (concentraciones) se utilizan convenientemente para expresar la tasa de reacción. Por ejemplo, la concentración de peróxido de hidrógeno, H 2 O 2 , en una solución acuosa cambia lentamente con el tiempo al descomponerse según la ecuación: 2H 2 O 2 ( a q ) ⟶ 2H 2 O ( l ) + O 2 ( g ) La tasa de descomposición del peróxido de hidrógeno puede expresarse en términos de la tasa de cambio de su concentración, como se muestra aquí: tasa de descomposición de H 2 O 2 = – cambio en la concentración del reactivo intervalo de tiempo = – [ H 2 O 2 ] t 2 – [ H 2 O 2 ] t 1 t 2 – t 1 = – Δ [ H 2 O 2 ] Δ t Esta representación matemática del cambio en la concentración de las especies a lo largo del tiempo es la expresión de velocidad de la reacción. Los corchetes indican concentraciones molares y el símbolo delta (Δ) indica "cambio en". Así, [ H 2 O 2 ] t 1 representa la concentración molar de peróxido de hidrógeno en un tiempo t 1 ; así mismo, [ H 2 O 2 ] t 2 representa la concentración molar de peróxido de hidrógeno en un tiempo posterior t 2 ; y Δ[H 2 O 2 ] representa el cambio en la concentración molar de peróxido de hidrógeno durante el intervalo de tiempo Δ t (es decir, t 2 − t 1 ). Como la concentración del reactivo disminuye a medida que la reacción avanza, Δ[H 2 O 2 ] es una cantidad negativa. Las tasas de reacción son, por convención, cantidades positivas, por lo que este cambio negativo en la concentración se multiplica por −1. La proporciona un ejemplo de datos recopilados durante la descomposición de H 2 O 2 . La tasa de descomposición de H 2 O 2 en una solución acuosa disminuye a medida que disminuye la concentración de H 2 O 2 . Para obtener los resultados tabulados de esta descomposición, se midió la concentración de peróxido de hidrógeno cada 6 horas en el transcurso de un día a una temperatura constante de 40 °C. Las tasas de reacción se calcularon para cada intervalo de tiempo dividiendo el cambio en la concentración entre el incremento de tiempo correspondiente, como se muestra aquí para el primer periodo de 6 horas: – Δ [ H 2 O 2 ] Δ t = −( 0,500 mol/L – 1,000 mol/L ) ( 6,00 h – 0,00 h ) = 0,0833 mol L -1 h -1 Observe que las tasas de reacción varían con el tiempo, disminuyendo a medida que la reacción avanza. Los resultados del último periodo de 6 horas arrojan una tasa de reacción de: – Δ [ H 2 O 2 ] Δ t = – ( 0,0625 mol/L – 0,125 mol/L ) ( 24,00 h – 18,00 h ) = 0,010 mol L -1 h -1 Este comportamiento indica que la reacción se ralentiza continuamente con el tiempo. El uso de las concentraciones al principio y al final de un periodo en el que la velocidad de reacción está cambiando da como resultado el cálculo de una tasa media para la reacción durante este intervalo. En un tiempo determinado, la tasa a la que se produce una reacción se conoce como tasa instantánea . La tasa instantánea de una reacción en el "tiempo cero", cuando la reacción comienza es su tasa inicial . Considere la analogía de un automóvil que reduce la velocidad al acercarse a una señal de parada. La tasa inicial del vehículo (análoga al comienzo de una reacción química) sería la lectura del velocímetro en el tiempo en que el conductor comienza a pisar los frenos ( t 0 ). Unos instantes después, la tasa instantánea en un tiempo determinado (llamémosla t 1 ) sería algo más lenta, como indica la lectura del velocímetro en ese momento. A medida que pasa el tiempo, la tasa instantánea seguirá bajando hasta llegar a cero, cuando el automóvil (o la reacción) se detiene. A diferencia de la rapidez instantánea, la rapidez media del automóvil no se indica en el velocímetro, pero puede calcularse como el cociente entre la distancia recorrida y el tiempo necesario para que el vehículo se detenga por completo (Δ t ). Al igual que el automóvil que se desacelera, la tasa media de una reacción química estará en algún punto entre las tasas inicial y final. La tasa instantánea de una reacción puede determinarse de dos maneras. Si las condiciones experimentales permiten medir los cambios de concentración a lo largo de intervalos muy cortos, las tasas medias calculadas, como se ha descrito anteriormente, proporcionan aproximaciones razonablemente buenas de las tasas instantáneas. Como alternativa, se puede utilizar un procedimiento gráfico que, en efecto, arroje los resultados que se obtendrían si fueran posibles las mediciones en intervalos cortos. En un gráfico de la concentración de peróxido de hidrógeno en función del tiempo, la tasa instantánea de descomposición de H 2 O 2 en cualquier tiempo t viene dada por la pendiente de una línea recta que es tangente a la curva en ese tiempo ( ). Estas pendientes de las líneas tangentes pueden evaluarse utilizando el cálculo, pero el procedimiento para hacerlo está fuera del alcance de este capítulo. Este gráfico muestra un diagrama de la concentración versus el tiempo para una solución 1,000 M de H 2 O 2 . La tasa en cualquier momento es igual al negativo de la pendiente de una línea tangente a la curva en ese tiempo. Se muestran las tangentes a t = 0 h ("tasa inicial") y a t = 12 h ("tasa instantánea" a 12 h). Tasas de reacción en el análisis: tiras reactivas para análisis de orina Los médicos suelen utilizar tiras reactivas desechables para medir las cantidades de diversas sustancias en la orina del paciente ( ). Estas tiras reactivas contienen varios reactivos químicos, incrustados en pequeñas almohadillas en varios lugares a lo largo de la tira que experimentan cambios de color cuando se exponen a concentraciones suficientes de sustancias específicas. Las instrucciones de uso de las tiras reactivas suelen recalcar que el tiempo de lectura adecuado es fundamental para obtener resultados óptimos. Este énfasis en el tiempo de lectura sugiere que los aspectos cinéticos de las reacciones químicas que ocurren en la tira reactiva son consideraciones importantes. La prueba de la glucosa en la orina se basa en un proceso de dos pasos representado por las ecuaciones químicas que se muestran aquí: C 6 H 12 O 6 + O 2 → catalizador C 6 H 10 O 6 + H 2 O 2 2H 2 O 2 + 2 I – → catalizador I 2 + 2H 2 O + O 2 La primera ecuación representa la oxidación de la glucosa en la orina para producir glucolactona y peróxido de hidrógeno. El peróxido de hidrógeno producido oxida posteriormente el ion de yoduro incoloro para producir yodo marrón, que puede detectarse visualmente. Algunas tiras incluyen una sustancia adicional que reacciona con el yodo para producir un cambio de color más marcado. Las dos reacciones de la prueba mostradas anteriormente son intrínsecamente muy lentas, pero sus tasas se ven incrementadas por enzimas especiales incrustadas en la almohadilla de la tira de prueba. Este es un ejemplo de catálisis , un tema que se trata más adelante en este capítulo. Una tira reactiva de glucosa típica para uso en orina requiere aproximadamente 30 segundos para completar las reacciones de formación de color. Leer el resultado demasiado pronto podría llevar a concluir que la concentración de glucosa de la muestra de orina es inferior a la real (un resultado falso negativo ). Esperar demasiado tiempo para evaluar el cambio de color puede conducir a un falso positivo debido a la oxidación más lenta (no catalizada) del ion de yoduro por otras sustancias que se encuentran en la orina. Las tiras reactivas se utilizan habitualmente para detectar la presencia de sustancias específicas en la orina de una persona. Muchas tiras reactivas tienen varias almohadillas que contienen varios reactivos para permitir la detección de múltiples sustancias en una sola tira (créditos: Iqbal Osman). Velocidades de reacción relativas La tasa o velocidad de una reacción puede expresarse como el cambio en la concentración de cualquier reactivo o producto. Para cualquier reacción, estas expresiones de velocidad están relacionadas de forma sencilla entre sí según la estequiometría de la reacción. La tasa de la reacción general aA ⟶ bB puede expresarse en términos de la disminución de la concentración de A o del aumento de la concentración de B. Estas dos expresiones de velocidad están relacionadas por la estequiometría de la reacción: velocidad = – ( 1 a ) ( ΔA Δ t ) = ( 1 b ) ( ΔB Δ t ) . Considere la reacción representada por la siguiente ecuación: 2NH 3 ( g ) ⟶ N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) La relación entre las velocidades de reacción expresadas en términos de producción de nitrógeno y consumo de amoníaco, por ejemplo, es: – Δmol NH 3 Δ t × 1 mol N 2 2 mol NH 3 = Δmol N 2 Δ t Esto puede representarse de forma abreviada omitiendo las unidades del factor estequiométrico: – 1 2 Δmol NH 3 Δ t = Δmol N 2 Δ t Observe que se ha incluido un signo negativo como factor para tener en cuenta los signos opuestos de los dos cambios de cantidad (la cantidad de reactivo está disminuyendo mientras que la cantidad de producto está aumentando). En las reacciones homogéneas, tanto los reactivos como los productos están presentes en la misma solución y, por tanto, ocupan el mismo volumen, por lo que las cantidades molares pueden sustituirse por concentraciones molares: – 1 2 Δ [ NH 3 ] Δ t = Δ [ N 2 ] Δ t Del mismo modo, la tasa de formación de H 2 es tres veces la tasa de formación de N 2 porque se producen tres moles de H 2 por cada mol de N 2 producido. 1 3 Δ [ H 2 ] Δ t = Δ [ N 2 ] Δ t La ilustra el cambio en las concentraciones a lo largo del tiempo para la descomposición del amoníaco en nitrógeno e hidrógeno a 1100 °C. Las pendientes de las líneas tangentes a t = 500 s muestran que las velocidades instantáneas deducidas de las tres especies implicadas en la reacción están relacionadas por sus factores estequiométricos. Se observa que la tasa de producción de hidrógeno, por ejemplo, es tres veces mayor que la de producción de nitrógeno: 2,91 × 10 -6 M /s 9,70 × 10 -7 M /s ≈ 3 Cambios en las concentraciones del reactivo y los productos para la reacción 2 NH 3 ⟶ N 2 + 3H 2 . Las tasas de cambio de las tres concentraciones están relacionadas por la estequiometría de la reacción, como muestran las diferentes pendientes de las tangentes en t = 500 s. Expresiones de las velocidades de reacción relativas El primer paso en la producción de ácido nítrico es la combustión del amoníaco: 4 NH 3 ( g ) + 5 O 2 ( g ) ⟶ 4 NO ( g ) + 6 H 2 O ( g ) Escriba las ecuaciones que relacionan las tasas de consumo de los reactivos y las velocidades de formación de los productos. Solución Considerando la estequiometría de esta reacción homogénea, las tasas de consumo de reactivos y de formación de productos son: – 1 4 Δ [ NH 3 ] Δ t = – 1 5 Δ [ O 2 ] Δ t = 1 4 Δ [ NO ] Δ t = 1 6 Δ [ H 2 O ] Δ t Compruebe lo aprendido La tasa de formación de Br 2 es de 6,0 × 10 −6 mol/L/s en una reacción descrita por la siguiente ecuación iónica neta: 5Br – + BrO 3 – + 6H + ⟶ 3Br 2 + 3H 2 O Escriba las ecuaciones que relacionan las tasas de consumo de los reactivos y las velocidades de formación de los productos. Respuesta: – 1 5 Δ [ Br – ] Δ t = – Δ [ BrO 3 – ] Δ t = – 1 6 Δ [ H + ] Δ t = 1 3 Δ [ Br 2 ] Δ t = 1 3 Δ [ H 2 O ] Δ t Expresiones de la velocidad de reacción para la descomposición de H 2 O 2 El gráfico en la muestra la tasa de descomposición de H 2 O 2 en el tiempo: 2H 2 O 2 ⟶ 2H 2 O + O 2 A partir de estos datos, se determina que la tasa instantánea de descomposición del H 2 O 2 en t = 11,1 h es 3,20 × 10 −2 mol/L/h, es decir: – Δ [ H 2 O 2 ] Δ t = 3,20 × 10 -2 mol L -1 h -1 ¿Cuál es la tasa instantánea de producción de H 2 O y O 2 ? Solución La estequiometría de la reacción muestra que – 1 2 Δ [ H 2 O 2 ] Δ t = 1 2 Δ [ H 2 O ] Δ t = Δ [ O 2 ] Δ t Por lo tanto: 1 2 × 3,20 × 10 -2 mol L -1 h -1 = Δ [ O 2 ] Δ t y Δ [ O 2 ] Δ t = 1,60 × 10 -2 mol L -1 h -1 Compruebe lo aprendido Si la tasa de descomposición del amoníaco, NH 3 , a 1150 K es de 2,10 × 10 −6 mol/L/s, ¿cuál es la tasa de producción de nitrógeno e hidrógeno? Respuesta: 1,05 × 10 −6 mol/L/s, N 2 y 3,15 × 10 −6 mol/L/s, H 2 . Conceptos clave y resumen La tasa de una reacción puede expresarse en términos de la disminución de la cantidad de un reactivo o del aumento de la cantidad de un producto por unidad de tiempo. Las relaciones entre las diferentes expresiones de velocidad para una reacción determinada se deducen directamente de los coeficientes estequiométricos de la ecuación que representa la reacción. Ecuaciones clave velocidades de reacción relativas para a A ⟶ b B = – 1 a Δ [ A ] Δ t = 1 b Δ [ B ] Δ t Ejercicios de química del final del capítulo ¿Cuál es la diferencia entre tasa media, tasa inicial y tasa instantánea? La tasa instantánea es la tasa de una reacción en un momento determinado, un periodo tan corto que las concentraciones de reactivos y productos cambian en una cantidad insignificante. La tasa inicial es la tasa instantánea de la reacción en el momento en que se inicia (cuando el producto comienza a formarse). La tasa media es el promedio de las tasas instantáneas durante un periodo. El ozono se descompone en oxígeno según la ecuación 2O 3 ( g ) ⟶ 3O 2 ( g ) . Escriba la ecuación que relaciona la expresión de velocidad de esta reacción en términos de la desaparición de O 3 y la formación de oxígeno. En la industria nuclear, el trifluoruro de cloro se utiliza para preparar hexafluoruro de uranio, un compuesto volátil de uranio que se utiliza en la separación de isótopos de uranio. El trifluoruro de cloro se prepara mediante la reacción Cl 2 ( g ) + 3F 2 ( g ) ⟶ 2ClF 3 ( g ) . Escriba la ecuación que relaciona la expresión de velocidad para esta reacción en términos de la desaparición de Cl 2 y F 2 y la formación de ClF 3 . velocidad = + 1 2 Δ [ CIF 3 ] Δ t = – Δ [ Cl 2 ] Δ t = – 1 3 Δ [ F 2 ] Δ t Un estudio de la tasa de dimerización de C 4 H 6 arrojó los datos que se muestran en la tabla: 2C 4 H 6 ⟶ C 8 H 12 Tiempo (s) 0 1.600 3.200 4.800 6.200 [C 4 H 6 ] ( M ) 1,00 × 10 −2 5,04 × 10 −3 3,37 × 10 −3 2,53 × 10 −3 2,08 × 10 −3 (a) Determine la tasa media de dimerización entre 0 s y 1.600 s, y entre 1.600 s y 3.200 s. (b) Estime la tasa instantánea de dimerización a los 3.200 s a partir de un gráfico del tiempo versus [C 4 H 6 ]. ¿Cuáles son las unidades de esta tasa? (c) Determine la tasa media de formación de C 8 H 12 en 1.600 s y la tasa instantánea de formación en 3.200 s a partir de las tasas calculadas en las partes (a) y (b). Un estudio de la tasa de la reacción representada como 2 A ⟶ B arrojó los siguientes datos: Tiempo (s) 0,0 5,0 10,0 15,0 20,0 25,0 35,0 [ A ] ( M ) 1,00 0,775 0,625 0,465 0,360 0,285 0,230 (a) Determine la tasa media de desaparición de A entre 0,0 s y 10,0 s, y entre 10,0 s y 20,0 s. (b) Estime la tasa instantánea de desaparición de A en 15,0 s a partir de un gráfico del tiempo versus [ A ]. ¿Cuáles son las unidades de esta tasa? (c) Utilice las tasas calculadas en las partes (a) y (b) para determinar la tasa media de formación de B entre 0,00 s y 10,0 s, y la tasa instantánea de formación de B en 15,0 s. (a) tasa media, 0 − 10 s = 0,0375 mol L −1 s −1 ; tasa media, 10 − 20 s = 0,0265 mol L −1 s −1 ; (b) tasa instantánea, 15 s = 0,023 mol L −1 s −1 ; (c) tasa media de formación de B = 0,0188 mol L −1 s −1 ; tasa instantánea de formación de B = 0,012 mol L −1 s −1 Considere la siguiente reacción en solución acuosa: 5Br – ( aq ) + BrO 3 – ( aq ) + 6H + ( aq ) ⟶ 3Br 2 ( aq ) + 3H 2 O( l ) Si la tasa de desaparición de Br – ( aq ) en un tiempo determinado de la reacción es de 3,5 × 10 −4 mol L −1 s −1 , ¿cuál es la tasa de aparición de Br 2 ( aq ) en ese tiempo? tasa media tasa de una reacción química calculada como el cociente entre un cambio medido en la cantidad o concentración de una sustancia y el intervalo durante el cual se produjo el cambio tasa inicial tasa instantánea de una reacción química en t = 0 s (inmediatamente después de iniciada la reacción) tasa instantánea tasa de una reacción química en cualquier instante, determinada por la pendiente de la línea tangente a un gráfico de la concentración en función del tiempo velocidad de reacción medida de la velocidad a la que se produce una reacción química expresión de velocidad representación matemática que define la velocidad de reacción como el cambio en la cantidad, la concentración o la presión de las especies de reactivos o productos por unidad de tiempo

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