Facultad de Ingeniería de Geológica, Minera y Metalúrgica

SEPARATA DE QUÍMICA I

DIAGRAMAS DE FASE

Una sustancia dada puede existir en diversos estados que dependen de las condiciones especificas que rigen. El comportamiento de la sustancia puede resumirse en un grafico llamado diagrama de fases. Ejemplo de un diagrama de fases se ilustra en las figura siguiente. Obsérvese el diagrama de fases para el agua, la curva TBC representa el equilibrio entre el agua liquida y el vapor de agua; a lo largo de la línea TA, el agua sólida y el agua liquida están en equilibrio; y la curva TS representa el equilibrio de sublimación del agua sólida. El punto T es el punto triple, el punto F es el punto de congelación, el punto C es el punto critico y el punto B es el punto de ebullición normal del agua.

SOLUBILIDAD DE LOS GASES-LEY DE HENRY

Se observa generalmente que la solubilidad de los gases disminuye con el aumento de la temperatura. Por ejemplo, el agua a temperatura ambiente contiene comúnmente aire disuelto. Cuando el agua se calienta a ebullición, el aire se expele. Si el agua se enfriara de nuevo a la temperatura ambiente y se introdujera un pez en ella, el pez tendría que salir a la superficie a tragar aire a fin de no ahogarse.

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A una temperatura dada, las solubilidades de gases que no reaccionan en grado significativo con el solvente son directamente proporcionales a las presiones parciales de los gases sobre la solución. Esta proporcionalidad se conoce como la ley de Henry matemáticamente, puede expresarse como sigue:

[X] = KPx

Donde [X] es la concentración del gas disuelto y Px es su presión parcial sobre la solución, K es la constante de la ley de Henry. Si se conoce la solubilidad del gas para una presión, puede determinarse la constante de la ley de Henry y luego usarse para calcular las solubilidades bajo cualquier otra presión gaseosa.

EjemploLa solubilidad del N2 en agua es 2,2x 10 –4 gramos en 100 gramos de agua a 20°C cuando la presión de nitrógeno sobre la solución es 1,2 atm. ¿Calcúlese la solubilidad a esa temperatura cuando la presión de nitrógeno es 10 atm?.

LEY DE RAOULT

En una solución, las propiedades del solvente, como su presión de vapor y su punto de ebullición, son modificadas por la presencia de un soluto. La modificación depende de los números relativos de moléculas de soluto y de solvente, y también de las fuerzas intermoleculares entre las diversas moléculas. En soluciones reales las intensidades de las fuerzas intermoleculares van desde atracciones débiles de Van Der Waals hasta fuertes interacciones dipolo-dipolo y ion-dipolo.Una solución ideal hipotética se define como aquella que puede formarse a partir de sus componentes sin liberación o absorción de calor, y cuyo volumen es la suma de los volúmenes de los constitutivos individuales. Estos criterios implican que las fuerzas de atracción de las partículas de soluto por las partículas de solvente son iguales en magnitud a las fuerzas de atracción de moléculas de solvente entre si y las de las partículas de soluto entre si. El benceno y el metilbenceno(tolueno) forman soluciones casi ideales. Las propiedades de una solución ideal de un conjunto dado de componentes dependen solo de su concentración. Por ejemplo, la presión de vapor PA de un componente volátil A, de tal solución es proporcional a su fracción molar. Además la constante de proporcionalidad es simplemente la presión de vapor del componente puro, P°A, a la misma temperatura:

PA = NA P°A

Esta relación se conoce como la ley de Raoult. Las soluciones ideales obedecen la ley de Raoult en todas las concentraciones. Las soluciones reales pueden mostrar grandes desviaciones de la ley de Raoult, pero se aproximan a ella cuando las concentraciones de soluto son pequeñas.

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Las consecuencias de la ley de Raoult sobre los puntos de ebullición y el de congelación de una solución que contiene un soluto no volátil se muestran gráficamente en la figura siguiente. Puesto que solo el solvente es volátil, la presión de vapor se debe únicamente a las moléculas del solvente. A cualquier temperatura, la presión de vapor de la solución es mas baja que la del solvente puro. Por lo tanto, a la temperatura en la que el solvente puro tiene presión de vapor de 1 atm(punto de ebullición normal), la solución tendrá una presión de vapor mas baja en una cantidad prevista por la ley de Raoult. La solución debe calentarse a una temperatura mas alta para lograr una presion de vapor de 1 atm. A cualquier presión, el punto de ebullición de una solución que contiene un soluto no volátil será mas elevado que el del solvente puro a la misma presión. En la figura la elevación del punto de ebullición normal se designa como Δt b .También puede observarse que la curva de la presión de vapor de la solución intercepta la curva de la presión de sublimación del solvente sólido a una temperatura que es mas baja que el punto triple del solvente puro. En la figura la depresión del punto de congelación debida a la presencia del soluto, se denota Δt f

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PROPIEDADES COLIGATIVAS

Como se ve en la figura, la elevación del punto de ebullición y el descenso de congelación de una solución respecto de los puntos correspondientes del solvente puro son consecuencia del descenso de la presión de vapor. Estas propiedades de las soluciones de conocen como propiedades coligativas. Estos tres fenómenos resultan de la disminución de la tendencia al escape de las moléculas de solvente debido a la presencia del soluto. La naturaleza química del soluto no influye significativamente en la magnitud de las propiedades coligativas. El número de

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partículas de solvente en una cantidad dada de solución es una cierta fracción de aquellas que estarían allí si el solvente fuera puro, independientemente de la naturaleza del soluto. La tendencia de escape del solvente es, por lo tanto, una fracción de la tendencia del escape de las moléculas en el solvente puro.Las ecuaciones que expresan las magnitudes de las propiedades coligativas son bastante similares en la forma. Por ejemplo, consideremos un solvente A, que contiene un soluto B a una temperatura dada. La fracción molar del solvente y del soluto son NA y NB respectivamente. El descenso de la presión de vapor ΔP, puede expresarse en función de la ley de Raoult de la manera siguiente:

ΔP= P° A - PA = P° A - NA P° A = (1-NA) P° A = NB P° A

Puesto que a una temperatura dada P° A es una constante, el descenso de la presión de vapor es directamente proporcional a la fracción molar de soluto NB . Si la solución es diluida, el numero de moles de B será pequeño comparado con el numero de moles da A y la fracción molar del soluto puede aproximarse como el numero de moles de soluto por mol de solvente:

NB = nB/(nB+nA) = nB/nA

El numero de moles de solvente en 1 kg de solvente esta dado por :

nA = 1000 g / MA

donde MA es la masa molecular del solvente, por lo tanto:

NB = nB MA/1000 g

El numero de moles de soluto por kilogramo de solvente es la molalidad de soluto m; por lo tanto, el descenso de la presión de vapor puede escribirse en función de la molalidad de la siguiente manera:

ΔP = NB P° A = m MA P° A

Puesto que para un solvente dado, MA P° A es una constante,

ΔP = kp m

Ejemplo

Estímese el descenso de la presión de vapor debida al soluto en una solución acuosa 1,0 m a 100°C. El punto de ebullición normal del agua es 100°C.

La elevación del punto de ebullición de un solvente, Δt b y el descenso de su punto de congelación, Δt f debido a la presencia de un soluto puede predecirse por ecuaciones análogas :

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Δt b = kb m

Δt f = kf m

Donde kb y kf se conocen como la constante molal de la elevación del punto de ebullición y la constante molal del descenso del punto de congelación, respectivamente. Estas constantes son características del solvente particular. Debe notarse que para cada solvente kf es una constante diferente de kb.

Datos de elevación del punto de ebullición y descenso del punto de congelación

Solvente Punto de ebull. kb Punto de cong. kf (°C) (°C/m) (°C) (°C/m) Ácido acético 118,9 3,1 16,6 3,9Benceno 80,1 2,53 5,5 4,9Cloroformo 61,2 3,63 - -Naftaleno - - 80,22 6,85Agua 100,0 0,512 0,00 1,86

OSMOSIS

La ósmosis es un fenómeno físico-químico relacionado con el comportamiento del agua como solvente de una solución ante una membrana semipermeable para el solvente (agua) pero no para los solutos. Tal comportamiento entraña una difusión simple a través de la membrana de agua, sin "gasto de energía". La ósmosis es un fenómeno biológico importante para la fisiología celular de los seres vivos.

Una membrana semipermeable pura contiene poros, al igual que cualquier filtro. El tamaño de los poros es tan minúsculo que deja pasar las moléculas pequeñas pero no las grandes (normalmente del tamaño de micras). Por ejemplo, deja pasar las moléculas de agua que son pequeñas, pero no las de azúcar que son más grandes.

Si una membrana como la descrita separa dos líquidos, uno agua pura y otro agua con azúcar, suceden varias cosas:

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1. Debido a la temperatura, las moléculas adquieren energía y se mueven de un lado para otro con mayor intensidad. Las moléculas de agua pasan por los poros en ambas direcciones: de la zona de agua pura a la de agua con azúcar y viceversa.

2. Las moléculas de azúcar también se mueven, pero no pueden atravesar la membrana, aunque algunas, momentáneamente obstruyan los poros. Un detalle importante: se obstruyen los poros del lado del azúcar (alta concentración), por lo que taponan el paso del agua.

3. En la zona de agua, baja concentración, todas las moléculas que llegan a los poros son de agua y la atraviesan.

4. En la zona de alta concentración llegan a los poros moléculas de agua y moléculas de azúcar; por tanto, habrá menos moléculas de agua capaces de atravesar la membrana hacia la zona del agua.

El resultado final es que aunque el agua pasa de la zona de baja concentración a la de alta concentración y viceversa, hay un flujo neto mayor de moléculas de agua que pasan desde la zona de baja concentración a la de alta.

Dicho de otro modo, dando el suficiente tiempo, parte del agua de la zona sin azúcar habrá pasado a la de agua con azúcar. El agua pasa de la zona de baja concentración a la de alta concentración.

Las moléculas del agua atraviesan la membrana semipermeable desde la disolución de menor concentración: a esto se le llama disolución hipotónica, y a la de mayor concentración, disolución hipertónica. Cuando el paso de agua iguala las dos concentraciones, las disoluciones reciben el nombre de isotónicas.

Este movimiento del agua a través de la membrana puede producir que algunas células se arrugen por una pérdida excesiva de agua, o bien, se hinchen por un aumento también excesivo en el contenido celular de agua. Para evitar estas dos situaciones, de consecuencias desastrosas para las células, estas poseen mecanismos para expulsar el agua o los iones mediante un transporte que requiere gasto de energía.

Ósmosis Inversa Lo descrito hasta ahora es lo que ocurre en situaciones normales, en las que los dos lados de la membrana están a la misma presión; si se aumenta la presión del lado de mayor concentración, puede lograrse que el agua pase desde el lado de alta concentración al de baja concentración.

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Se puede decir que se está haciendo lo contrario de la ósmosis, por eso se llama ósmosis inversa. Téngase en cuenta que en la ósmosis inversa a través de la membrana semipermeable sólo pasa agua. Es decir, el agua de la zona de alta concentración pasa a la de baja concentración.

Si la alta concentración es de sal, por ejemplo agua marina, al aplicar presión, el agua del mar pasa al otro lado de la membrana. Sólo el agua, no la sal. Es decir, el agua se ha hecho potable. La ósmosis inversa es, por ello, una de las formas de potabilizar el agua.

Mediante este procedimiento es posible obtener agua potable (menos de 15.000 microsiemens/cm de conductividad eléctrica) partiendo de una fuente de agua salobre, agua de mar, que en condiciones normales puede tener entre 20.000 y 55.000 microsiemens/cm de conductividad.

La medida de la conductividad del agua da una indicación de la cantidad de sales disueltas que contiene, dado que el agua pura no es un buen conductor de la electricidad (su potencial de disociación es menor de 0.00001).

Otro ejemplo: Se tiene agua con contaminante "X" cuyas moléculas tienen un tamaño de "Y" micras, siendo "Y" mayor que el tamaño de la molécula de agua. Si se busca una membrana semipermeable que deje pasar moléculas de tamaño de las del agua pero no de "Y", al aplicar presión (ósmosis inversa) se obtendrá agua

sin contaminante.

La ósmosis inversa o reversa (RO) se ha convertido hoy en día en uno de los sistemas más eficientes para potabilizar el agua, siendo usando en barcos, aviones, industrias, hospitales y domicilios.

La clave está en la constitución del fajo de membranas que intercalan redes-canales de circulación entre capa y capa y finalmente convergen en el centro del sistema. Como hay un flujo de entrada y dos flujos de salida, al uno se le conoce por rechazo salino y al otro como flujo de permeado y sus valores dependerán de la presión de entrada impuesta al sistema. Por lo general es factible encontrar membranas confeccionadas con poliamida o acetato de celulosa (este último material está en desaparición) con un rechazo salino de entre 96.5-99.8%. Existen membranas especializadas para cada tipo de agua, desde agua de mar hasta aguas salobres.

Ejemplos

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1. Calcúlese el punto de congelación de una solución de 0,0100 mol de glucosa disueltos en 100 g de agua y el punto de congelación de una solución 0,100 m de naftaleno en benceno.

2. El punto de congelación de una solución que contiene 4,8 gramos de un compuesto en 60,0 gramos de benceno es 4,5°C. ¿Cuál es la masa molecular del compuesto?

3. Una solución acuosa que contiene 288 gramos de un compuesto no volátil cuya composición estequiometrica es CnH2nOn en 90,0 gramos de agua, hierve a 101,24°C a 1,00 atm de presión. ¿Cuál es la formula molecular del compuesto?

El Profesor

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