SOLUCIONES ELECTROLITICAS Y EL COEFICIENTE DE VAN´T HOFF

ELECTROLITO.


Los electrolitos contienen iones libres que actúan como conductores eléctricos.

Es posible distinguir entre electrolitos en soluciones iónicas, electrolitos fundidos y electrolitos sólidos, según la disposición de los iones. Los más frecuentes son los electrolitos que aparecen como soluciones de ácidos, sales o bases.

Puede definirse al electrolito como el solvente que se disuelve en agua para producir una solución capaz de conducir la corriente eléctrica. Cuando, en una solución, un alto porcentaje del soluto se disocia para crear iones libres, se habla de electrolitos fuertes. En cambio, si la mayor parte del soluto no se disocia, puede hacerse referencia a los electrolitos débiles.

Las propiedades coligativas se cumplen bien para aquellas soluciones de sustancias que no conducen la corriente eléctrica (soluciones no - electrolíticas).


Si se opera con las soluciones electrolíticas (soluciones de ácidos, bases y sales conductoras de la electricidad), se observa una anomalía en su comportamiento, es decir no obedecen a las leyes anteriores.

Para igualdad de concentración, se observa que sus propiedades coligativas son mayores y por lo tanto, su peso molecular determinado, resulta ser menor que las indicadas mediante su formula.

COEFICIENTE DE VAN´T HOFF.


Para poder representar dichas propiedades coligativas, Van't Hoff introdujo un factor de corrección i a fin de hacer valida la ecuación.

El valor de i para soluciones de no electrolitos vale 1.


El factor i de VAN'THOFF se define como:

i = Nro. Real de partículas en la disolución después de la disociación Nro. de formulas unitarias disueltas inicialmente en la solución.

Así i para electrolitos fuerte como el NaCl y KNO3, i vale 2. Para electrolitos como el Na2SO4 y el MgCl2, i vale 3.

Si tenemos una solucion electrolitica podemos emplera la siguiente ecuacion:

ΔTeb = (Keb) (m) (i)

 
 
BIBLIOGRAFIA.


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

http://definicion.de/electrolitos/

Notas tomadas en clase.

PROPIEDADES COLIGATIVAS.

Los líquidos tienen propiedades fisicas características como: densidad, ebullición, congelación y evaporación, viscosidad, capacidad de conducir corriente, etc. Para estas propiedades cada líquido presenta valores característicos constantes. Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presencia del soluto determina la modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro.


En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración (generalmente expresada como concentración molar, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto).

Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando ellíquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor.

Propiedades de las disoluciones:

1. propiedades constitutivas: aquellas que dependan de la naturaleza de las partículas disueltas. Ej. viscosidad, densidad, conductividad electrica, etc.

2. Propiedades coligativas: dependen del número de particulas disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas particulas. Ej. Descenso de la presión de vapor, aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica.

Utilidades de las propiedades coligativas:

a. separar los componentes de una solución por destilación fraccionada
b. formular y crear mezclas frigorificas y anticongelantes
c. determinar masas molares de solutos desconocidos
d. formular sueros fisiológicos para animales
e. formular caldos de cultivos para microorganismos
f. formular soluciones de nutrientes especiales para regadios de vegetales

Las disoluciones deben ser relativamente diluidas (menores a 0,2 M), en donde las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.

Presión de Vapor

Evaporación es la tendencia de las partículas de la superficie del liquido, a salir de la fase liquida en forma de vapor. Es importante saber que no todas las partículas de liquido tienen la misma energía cinetica (no todas se mueven a la misma velocidad). Las particulas con mayor energía en la superficie pueden escaparse a la fase gaseosa. Las moleculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase liquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se le denomina presión de vapor, cuando ambas fases están en equilibrio dinámico. Esta presión de vapor depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido.

Conclusiones:

1. Para un mismo líquido, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura
2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes.


Propiedad Coligativa 1: Descenso de la presión de vapor

Los liquidos no volatiles presentan una gran interacción entre soluto y solvente, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los liquidos volatiles tienen interacciones moleculares más debiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto que se agrega es no volatil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volatil disminuye la presion de vapor es proporcional a su concentración.

Ley de Raoult = "A una temperatura constante, el descenso de la presión de vapor es proporcional a la concentración de soluto presente en la dispolución"

Pv = Po X
La Presión de vapor es proporcional a la Presión de vapor en estado puro y su fraccion molar (X)
Las diferencias entre las presiones de vapor se cuantifican segun las siguientes relaciones:

Pv = PoA - PB

PV= P0A XB

P0A- PA = P0A XB

tambien se debe considerar una solución formada por dos componentes A y B:

PA = XA P0A y PB = XB P0B

La presion total Pt es: PT = XA P0A + XB P0B

Ej. Consideremos una disolución formada por 1 mol de benceno y 2 moles de tolueno. El benceno presenta una presión de vapor P0 de 75 mmmHg y el Tolueno de 22mmHg a 20°C. ¿Cuál es la Presion total?

Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:
Xbenceno = 1 / 1+2 = 0,33 X Tolueno = 2 /1+2 = 0,67
Las presiones parciales serán:
Pbenceno = 0,33 x 75mmHg = 25 mmHg ; P Tolueno = 0,67 x 22 mmHg = 15 mmHg
y la PT será: PT = 25 mmHg + 15 mmHg = 40 mmHg.


Propiedad Coligativa 2: Aumento punto de Ebullición



Un disolvente tiene menor numero de particulas que se convierten en gas por la acción de las moleculas del soluto en la superficie. Esto provoca el descenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosferica a mayor temperatura.

Asi dTe = PeAB - P0B

El descenso del punto de ebullición dTe se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución (PeAB) y el punto de ebullición del disolvente puro (PoB).

Además se sabe también que dTe = Ke m

donde Ke es la constante ebulloscopica que establece el descenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el caso del agua es 0,52°C/m. m es la molalidad.
Ej. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 100g de anticongelante etilenglicol C2H6O2 en 900 g de agua (Ke= 0,52°C/m). (datos: masa soluto 100g; peso molecular etilenglicol 62 g/mol; masa solvente agua 900g; peso molecular agua 18 g/mol; Ke = 0,52°C/m; T°e= 100°C)
Respuesta: Si dTe= Te - T°e (1) y dTe = Ke m (2), para obtener Te necesitamos dTe (ascenso de temperatura de ebullición), lo obtenemos de ecuación (2).
62g ----- 1 mol
100g ----X moles ; X = 1,613 moles de soluto
Molalidad = 1,613 moles/ 0,9 Kg solvente = 1,792 molal
Luego dTe = 0,52°C/m x 1,792 molal = 0,9319°C
Asi en la ecuación (1), dTe = 0,9319 = Te - T°e
0,9319 + 100 = Te
Te = 100,9319°C


Propiedad Coligativa 3: Descenso punto de congelación


En una solución, la solidificación del solvente se producirá cuando éste rompa sus interacciones con el soluto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro, por lo tanto, el punto de congelación es siempre más bajo que el disolvente puro y directamente proporcional a la concentración del soluto.

El descenso del punto de congelación dTc = T°cB - TAB

siendo T°cB el punto de congelación del solvente puro y TAB el punto de congelación de la disolución.

Experimentalmente, tambien se observa que dTc = Kc m

donde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una solución 1 molal y es propia de cada disolvente y esta tabulada. Para el agua es 1,86°C/m; m es la molalidad.

El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del liquido y del sólido son iguales, provocando que el liquido se convierta en sólido.

Ej. Para el etilenglicol se debe calcular el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc= 1,86°C/molal
Respuesta: Determinemos la molalidad de la disolucion:
62g ------ 1mol
100g -----X; X = 1,61 moles de soluto; molalidad = 1,61 moles/0,9 Kg solvente = 1,79 molal
Así dTc = 1,86°C/m x 1,79 molal = 3,33°C
despejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C, entonces: Tc = -3,33°C

Propiedad Coligativa 4: Presión osmótica


Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, fenomeno conocido como osmosis.

La Presión osmótica es aquella que establece un equilibri dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la mas concentrada y viceversa.

Ecuación de Van´t Hoff: pi = nRT/V; donde pi es la presión osmotica; R = 0,082 Latm/K mol; T la temperatura en °K; V el volumen en L.

Si el volumen de la solución fuera 1L entonces n/V = Molaridad y la ecuación quedaría como:
pi = MRT

Ej. La presión osmotica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25°C. ¿Qué concentración de glucosa será isotónica con la sangre?
Respuesta: M = pi/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°K
M = 0,31 M o 5,3%



BIBLIOGRAFIA:


http://quimica2medio.blogspot.com/p/propiedades-coligativas.html

http://www.med.unne.edu.ar/catedras/fisiologia/diapos/015.pdf

http://www.radiodent.cl/quimica/propiedades_coligativas_de_soluciones.pdf

SOLUBILIDAD.

La solubilidad es capacidad que posee una sustancia para poder disolverse en otra. Dicha capacidad puede ser expresada en moles por litro, gramos por litro o también en porcentaje del soluto.


Generalmente, para hacer que el soluto se disuelva se suele calentar la muestra, de este modo, la sustancia disuelta se conoce como soluto y la sustancia donde se disuelve el soluto se conoce como disolvente.

Los caracteres, polar o apolar, son de gran importancia en la solubilidad, pues gracias a estos, las sustancias variarán sus solubilidades.

Los compuestos que poseen menor solubilidad, son los que tienen menor reactividad, como por ejemplo, las parafinas, compuestos aromáticos, o compuestos derivados de los halógenos.

El concepto de solubilidad, se utiliza tanto para describir fenómenos cualitativos de los procesos de disolución, como también para expresar de manera cuantitativa la concentración de una solución.

La solubilidad de una sustancia es dependiente de la naturaleza, tanto del soluto como del disolvente, así como también de la temperatura y presión a la que esté sometido el sistema. La interacción de las moléculas del disolvente con las del soluto, para conseguir formar agregados se conocen como solvatación, pero si el disolvente es agua, a este proceso se conocerá como hidratación.


La solubilidad se ve afectada por diferentes factores, y ésta viene determinada por el equilibrio de las fuerzas internas que existen entre los disolventes y los solutos. La temperatura o la presión, son factores, que al romper el equilibrio, afectan a la solubilidad.

En gran parte, la solubilidad depende de la presencia de otras sustancias que se encuentran disueltas en el disolvente, y también de la cantidad en exceso o defecto de un ion común en la solución, así como también dependerá, pero en menor medida, de la fuerza iónica de cada solución.

La temperatura, es uno de los factores que influye en la solubilidad, así, para muchos sólidos que se encuentran disueltos en agua, la solubilidad aumenta al verse también aumentada la temperatura hasta los 100ºC. Sometidos a altas temperaturas, la solubilidad de los solutos iónicos, se ven disminuidos debido a que las propiedades cambian y el agua se convierte en menos polar, al reducirse la constante dieléctrica.

Sin embargo, los solutos en estado gaseoso, muestran un comportamiento algo complejo frente a la temperatura, pues al elevarse la temperatura, los gases tienen a volverse menos solubles ( en agua), pero si más solubles en disolventes de carácter orgánicos.

Así, en los compuestos orgánicos, la solubilidad, generalmente aumenta con la temperatura.

Las reglas, obtenidas experimentalmente, hacen que las sustancias se puedan clasificar en: Solubles, ligeramente solubles, o insolubles.

 Solubles: Son las sustancias con una solubilidad superior a 0.02 moles de soluto por litro de disolución


 Ligeramente insolubles: son las sustancias que tienen una solubilidad aproximada de 0.02 moles por litro.

 Insolubles: Son las sustancias que no llegan a tener una solubilidad de 0.02 moles por litros, pero dado que esta solubilidad no es del todo nula, se suele conocer con el nombre de poco solubles.

SOLUCIONES ELECTROLITICAS.


Se llaman soluciones electrolíticas a todas aquellas en las que el soluto se encuentra disuelto en el solvente formando IONES. En una solución de NaCl, KCl o Na2SO4 no hay ni una sola molécula de cloruro de sodio, cloruro de potasio o sulfato de sodio. Así:

Al ver esto, cabe preguntarse por qué el NaCl se disocia en 2 partículas tan elementales como el Cl- y el Na+, el KCl también en 2 iones, mientras que el Na2SO4 se disocia dando, por un lado, 2 iones sodio y, por el otro, un RADICAL sulfato, que tiene 1 azufre y 4 oxígenos. La respuesta vendrá de la comprensión de


qué es una Disociación y cómo ésta se relaciona con los TIPOS DE ENLACE que hay entre las distintas partes de una molécula y con las propiedades o NATURALEZA DEL AGUA.

SOLUCIONES NO ELECTROLITICAS.

Las soluciones no electrolíticas son eléctricamente neutras, dado que sus moléculas en el agua se separan pero no tienen carga alguna, y por ende estas soluciones no sirven para conducir la electricidad, tampoco genera iones.

 
BIBLIOGRAFIA:




http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/concepto-de-solubilidad

http://www.elergonomista.com/biologia/biofisica12.html

G.W Castellan. Addison-Wesley Longman. Segunda edicion. 1998.

PREPARACION DE SOLUCIONES.

PRÁCTICA 1

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

INTRODUCIÓN

Los compuestos o elementos que conocemos pocas veces se encuentran puros en la naturaleza .Cuando las mezclas homogéneas   se llaman soluciones o disoluciones. Tradicionalmente se dice que las disoluciones están compuestas por dos partes: el soluto y el  disolvente. El solvente o fase dispersora es el componente que se encuentra en mayor proporción y contiene o dispersa al otro componente, el soluto o fase  dispersa, que se encuentra en menor proporción.

Cuando las partículas de una mezcla  homogénea tienen una tamaño de 10 a 10000 veces mayor que los átomos, la mezcla ya no es una disolución sino un sistema coloidal o coloide, y si las partículas son todavía mayores, entonces se conoce como suspensión.

El término de concentración se utiliza para designar la cantidad de soluto disuelta en una cierta cantidad de disolvente o de disolución, existen otras formas de expresar  la concentración como son la molaridad y la normalidad entre otras.

Un mol equivale a 6.02x10²³ partículas (que es el número de avogadro).

El número de moles que se encuentran en una cantidad determinada de sustancia, se puede conocer mediante la siguiente fórmula:

                 N=w/M

W=masa en gramos de la sustancia 

M= masa molar.

Molaridad: se expresa  con la letra M e indica el número de moles de soluto por litro de disolución.

M=moles de soluto/litro de disolución

       M=N/L

Normalidad: Se expresa con letra N e indica el número de equivalentes (eq) de  soluto por litro de disolución.

              N=equivalente de soluto/ litro de disolución

                         N=eq/l

Los equivalentes de soluto se calculan con ayuda de

                  Eq=w/P.eq

W=Masa  en gramos de sustancia

p.eq= peso equivalente

El peso equivalente se relaciona con la masa molar a través de la fórmula siguiente:

Peso equivalente=masa molar/a

a= número equivalente / mol del soluto.

Otra manera de expresar la concentración es utilizando su porcentaje en masa o en volumen .El porcentaje en masa se define como:

%  en masa del soluto= (masa del soluto/masa del soluto + masa del disolvente)x 100, donde: masa  del soluto+ masa del disolvente= masa de la disolución.

%en masa del soluto= (masa del soluto/ masa de la disolución)x 100.

Los porcientos en masa y en masa/volumen se relacionan con la densidad (p ) de la siguiente manera:

                       %masa/ volumen= (%  masa)(p)

Disolución y para realizarlo se utiliza la siguiente fórmula:

                            V₁ C₁=V₂C₂

 V₁  Se refiere al volumen que deberá tomar de la disolución madre para obtener  la nueva disolución,C₁ se refiere a la concentración de la disolución madre,V₂   es el volumen que se desea obtener de la  nueva disolución y C₂ es la concentración que tendrá la disolución nueva . Las concentraciones pueden estar expresadas en términos de molaridad, normalidad, porcentuales, moles u otros.  

M=(% en masa)(p)(10)/M

M=(% en masa )(p)(10)(a)/M

Donde p es la densidad, a es el número de equivalentes/mol y M es la masa molar.

DESARROLLO

Parte I: preparación de disoluciones a partir de sólidos y líquidos

Nota1: Realizar previamente los cálculos necesarios, a fin de obtener la masa o el volumen del soluto requerido para preparar las siguientes disoluciones:

A.   Preparar 100mL de disolución de  CUSO₄ 0.100M, a partir de  CUSO₄ sólido:

1.- Pesar los gramos de CUSO₄ necesarios para preparar 100 mL de disolución 0.100M, lo que corresponde a 1.59 gramos

2.- poner 50.0 mL de agua destilada en un matraz aforado.

3.- Agregar lentamente el sulfato cúprico, cuidando de no tierra la sustancia fuera del matraz.

4. Mantener en agitación constante hasta que el soluto este completamente disuelto.

5. Agregar agua destilada hasta que se forme un menisco sobre la marca del matraz. Este proceso se llama aforar.

6. se tapa el matraz y se agita ligeramente.

Nota 2: es recomendable realizar la última parte del aforo con una pipeta Pasteur, para asegurarse de que el agua no se vaya a pasar de la marca.

B. Preparar 100ml de disolución de  0.0100M a partir de   0.100M (dilución).

1. Usar una pipeta graduada para tomar el volumen necesario de sulfato de cobre 0.100M para realizar la dilución, lo que corresponde a 10ml

2. Depositarlo en un matraz aforado de 100ml.

3. Agregue el agua destilada necesaria para aforar.

4. Tapar y agitar ligeramente la disolución.

Parte II: preparación de disoluciones porcentuales masa/masa y masa/volumen.

A.   Preparar 100 gramos de una disolución de NaCl al 3.00% en masa.

1.    Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a 3gramos.

2.    La cantidad de agua destilada necesaria para preparar la disolución requerida es 97gramos. Si la densidad del agua destilada es 1.0g/ml, los gramos necesarios de agua corresponden a 97ml.

3.    Colocar 97ml de agua destilada, en un matraz volumétrico.

4.    Agregar el cloruro de sodio y agitar hasta que se disuelva totalmente.

5.    Pesar disolución resultante.

6.    Medir el volumen de la misma

B.   Preparar 100ml de disolución de NaCl al 3.00% masa/volumen.

1.    Pesar los gramos necesarios de NaCl para preparar la disolución requerida, lo que corresponde a 3gramos.

2.    Poner 50ml de agua destilada en un matraz aforado de 100ml.

3.    Agregar el cloruro de sodio y agitar hasta que se disuelva totalmente.

4.    Agregar el agua destilada necesaria para aforar el matraz.

5.    Tapar y agitar ligeramente.

6.    Pesar la disolución resultante.

PARTE III: DISOLUCIONES MOLARE Y NORMALES.

A.- preparar 100ml de HCL 0.100M, a partir de HCL concentrado (37.0% en masa y densidad 1.18 g/ml)

1.- colocar 50ml de agua destilada en un matraz aforado de 100ml.

2.- con una propipeta tomar el volumen necesario de acido concentrado, para preparar la solución requerida, esto es  0.83 ml.

3.- agregar el acido lentamente al matraz con agua, deslizándolo gota a gota por la paredes del recipiente.

4.- agitar ligeramente la disolución

5.- agregar agua destilada hasta aforar.

6.- tapara y agitar ligeramente.

Nota: nunca se pipetea el acido con la boca, ni tampoco, se adiciona agua al acido. Recuerda no dar de beber agua al acido.

B.- preparar 100ml de H₂SO₄ 0.100M, a partir de H₂SO₄ concentrado (98% en masa, densidad 1.87 g/ml)

1.- colocar 50 ml de agua destilada en un matraz aforado.

2.- con una propipeta tomar el volumen necesario de acido concentrado, para preparar la solución requerida esto es  0.53 ml.

3.- agregar el acido lentamente al matraz con agua, deslizándolo gota a gota por la paredes del recipiente.

4.- agitar lentamente

5.- agregar agua destilada hasta aforar.

6.- tapar y agitar ligeramente.

C.- preparar 100ml de HCL 0.100N, a partir de HCL concentrado (37% de pureza y densidad de 1.18 g/ml)

1.-  colocar 50ml de agua destilada en un matraz aforado de 100ml.

2.- usar una propipeta para tomar el volumen necesario de acido concentrado, a fin de preparar la solución requerida, esto es   0.83 ml.

3.- agregar el acido lentamente al matraz con agua, deslizándolo gota a gota por la paredes del recipiente.

4.- agitar ligeramente la disolución

5.- agregar agua destilada hasta aforar.

6.- tapar y agitar ligeramente.

D.- preparar 100ml de H₂SO₄ 0.100N, a partir de H₂SO₄ concentrado (98% en masa, densidad 1.87 g/ml). Suponer que H₂SO₄ participara en una reacción en la que se neutralizaran los 2 protones.

1.- colocar 50 ml de agua destilada en un matraz aforado.

2.- con una propipeta tomar el volumen necesario de acido concentrado, para preparar la solución requerida esto es  0.26 ml.

3.- agregar el acido lentamente al matraz con agua, deslizándolo gota a gota por la paredes del recipiente.

4.- agitar lentamente

5.- agregar agua destilada hasta aforar.

6.- tapar y agitar ligeramente.

ACTIVIDAD II.

a)    Diferencia entre las cantidades (en ml) de HCL usadas al preparar las disoluciones 0.100M y 0.100N.

R= no hay diferencia de cantidades entre estas dos disoluciones.

b)    Anotar las diferencias entre las cantidades (en ml) de H₂SO₄ usadas al preparar las disoluciones 0.100M y0.100N de H₂SO_4.

R= para la preparación de H₂SO₄  al 0.100M se utilizo 0.53ml de disolución, por tanto al preparar  H₂SO₄  al 0.100N se utilizo 0.26ml de disolución. La diferencia solo es la mitad entre ambas disoluciones.

c)    Explicar estas diferencias en función del número equivalentes que existen en un mol de H₂SO₄.

R= el numero de equivalentes en el H₂SO₄ es de 2, por tanto este número equivalente indica que por un mol de H₂SO₄ hay dos moles de H.

CUESTIONARIO.

1.- Completar la siguiente tabla con los ejemplos que se piden para las distintas disoluciones que pueden existir, dependiendo del estado del soluto y el solvente en cada caso.

FASE DISPERSORA (SOLVENTE)	FASE DISPERSORA (SOLUTO)	EJEMPLO
	Sólido	Aleaciones metálicas.
Sólido	Líquido	Mercurio en plata (amalgama).
	Gaseoso	Hidrogeno en paladio.
	Sólido	Sal en agua.
Líquido	Líquido	Alcohol en agua.
	Gaseoso	Amoniaco en agua u oxígeno en agua.
	Sólido	Hidrógeno absorbido sobre superficies  de Ni, Pd, Pt, etc.
Gaseoso	Líquido	Sistema coloidal, cervezas.
	Gaseoso	Aire.

2.- Si la fórmula de molaridad es M=n/l, ¿Por qué se pesa la masa del soluto para preparar la disolución y no se usan directamente los moles?

R= porque la masa del soluto nos facilita la preparación de una solución.

3.- ¿Por qué en la disolución porcentual en masa se considera la masa del agua, mientras que en la disolución porcentual masa/volumen no se toma en cuenta?

 R= porque siempre el soluto (el número de gramos) estará en 100 ml de solución.

4-¿Existen diferencias entre una disolución 0.1000M y una disolución 0.100N de acido clorhídrico?

R= No, debido a que la fórmula del ácido clorhídrico es HCL la cual contiene solo un hidrogeno, el cual al tomarse como equivalente para sacar el peso equivalente queda como PM/1= PM por lo tanto no va afectar si e molaridad o normalidad.

5-Al preparar una disolución 0.100 N de acido sulfúrico ¿ se debe establecer la reacción química que se dará al utilizar este reactivo?¿ Y si se preparara la disolución 0.100M, se debe tomar en cuenta el mismo criterio?

R= En el laboratorio antes de iniciar la preparación de cualquier solución se debe conocer bien las sustancias que se van a usar y como llevan a cabo sus reacciones para saber que estamos obteniendo y para que nos va a servir, es decir, siempre debemos establecer la reacción química. En este caso refiriéndose a la molaridad y normalidad, es importante establecer la reacción en la normalidad ya que la reacción nos permite saber el número de equivalentes y asi determinar con cuantos gramos preparar la solución que quede a la concentración normal deseada, para la molaridad no es tan importante porque no necesitamos determinar las equivalentes y los moles los podemos obtener fácilmente por otras fórmulas.

6 -Clasifica las reacciones señaladas en el punto 7.

a) Neutralización

b) Neutralización

c) Neutralización

d) Redox

e) Redox

7.-Indica el número de equivalentes para los compuestos (que se indican al final) en los que ocurren las siguientes reacciones:

A) H3PO4 (ac)+2NAOH (ac) ------>NA2HPO4 (ac)+2H2O

A) Acido fosfórico, hidróxido de sodio

Eq= 98/3= 32.66, 80/2= 40,
B) CA (OH) 2 (s) + 2HCL( ac)--------->CACL2(s)+2H2O

B) Hidróxido de calcio, ácido Clorhídrico.

Eq= 57/1= 57,72.9/1= 72.9
C) HNO3 (ac)+NAOH (ac) ------->NANO3 (ac)+H2O

C) Ácido nítrico, hidróxido de sodio.

eq=63/1= 63,40/1= 40
D)2HNO3(ac)+3H2S(g)-------->2NO(g)+3S°(s)+4H2O

D) Ácido nítrico, ácido sulfhídrico.

126/2= 63, 102.18/6=17.03

8.- El frasco de donde se obtuvo el H2SO4 tiene las siguientes especificaciones: masa molar = 98.09 g/mol, densidad 1.87 g/ml, % de pureza =98.0. Reportar la concentración del H2SO4 en:

A) % Masa,
A) densidad = m/v, m= d.v= (1.87g/ml) (100 ml)  m=187 G, % masa= 18.7 %
B) % Masa/volumen,

% p/v= (% p/p) (d)= (98)(1.87)183.26 GRAMOS EN 100 ML
C) M= W/(Mo)(v)= 183.26g/ (98.09g/mol) (.1l)= 18.68 mol/l

 M= 18.68 MOL/LITRO
D) Normalidad (considere que será utilizado para titular una disolución de NA (OH).

D) N= (Volumen) (Densidad) (pureza)/ 100 (Peso molecular) (V) = (100ml) (1.87g/ml)(98%)/ (100)(98.09 g/mol) (100 ml)

N= 0.019 mol/ml

BIBLIOGRAFIA:

http://quimicahoy.wordpress.com/2008/01/31/utilidades-de-quimica/

http://agalano.com/Cursos/QuimAnal1/Guia_PL2.pdf

http://quimicaparatodos.blogcindario.com/2010/02/00231-preparacion-de-soluciones.html

http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema3.html

PROPIEDADES TERMODINAMICAS DE LA MATERIA.

Son características que se pueden observar, medir o cuantificar en las sustancias o en los sistemas.
La cantidad y tipo de propiedades que se puedan establecer para un sistema dependen del tipo de observación que se halla establecido para el análisis del sistema. Por ejemplo si el enfoque usado es el macroscópico se pueden establecer propiedades como temperatura (T), presión (P), energía (e), energía interna (u), y entalpia (h) y otras, que de ningún modo serían establecidas utilizando el enfoque microscópico.

SISTEMA.

Un sistema termodinámico (también denominado sustancia de trabajo) se define como la parte del universo objeto de estudio. Es aquella región de espacio físico cuyas propiedades se investigan.

El sistema termodinámico puede estar separado del resto del universo (denominado alrededores del sistema) por paredes reales o imaginarias. En este último caso, el sistema objeto de estudio sería, por ejemplo, una parte de un sistema más grande. Las paredes que separan un sistema de sus alrededores pueden ser aislantes (llamadas paredes adiabáticas) o permitir el flujo de calor (diatérmicas).

Los sistemas termodinámicos pueden ser aislados, cerrados o abiertos.

Sistema aislado: es aquél que no intercambia ni materia ni energía con los alrededores.

Sistema cerrado: es aquél que intercambia energía (calor y trabajo) pero no materia con los alrededores (su masa permanece constante).

Sistema abierto: es aquél que intercambia energía y materia con los alrededores.

En la siguiente figura se han representado los distintos tipos de sistemas termodinámicos.

PROPIEDADES DE LA MATERIA.

Si se define la propiedad como cualquier cantidad que describe el estado de un sistema, en consecuencia una propiedad será cualquier cantidad cuyo valor depende únicamente del estado del sistema en estudio.

Las propiedades que dependen de la masa del sistema, o extensión del sistema, reciben el nombre de propiedades extensivas.

 Las propiedades que son independientes de la masa contenida dentro de las fronteras del sistema reciben el nombre de propiedades intensivas.

 Tanto las propiedades intensivas como las extensivas se representan siempre con letras mayúsculas. Así, P siempre corresponde a la presión (intensiva), T a la temperatura (intensiva) y el volumen (extensiva). Sin embargo, puede optarse por expresar las propiedades extensivas de un sistema dado en un estado particular, en una forma intensiva.

BIBLIOGRAFIA:

http://cienciasenbachillerato.blogspot.com/2009/09/propiedades-extensivas-e-intensivas.html

http://www.virtual.unal.edu.co/cursos/ingenieria/2001762/contenidos/propunid.htm

http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/termo1p/sistema.html

NOTAS TOMADAS EN CLASE.