LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
1. LA PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA PURA es 355.1 mmHg , hallar la presión de vapor para una sln que contiene 105 g de un sto , que es cu2O , EN UN TOTAL DE 550 g de H2O .
2 Si la presión de vapor del agua pura es 355.1mmHg , los moles de sto son iguales 0.56 mol y los de dste son iguales a 0.43 moles . para ambos casos calcular el valor de la presión de vapor.
3. hallar la presión osmótica a 40 grados centigrados de una sln que contiene 16.1 g de Fe(oH )3 , en un total de 170 mls de sln .
4. Si la presión osmótica de la sangre a 37 grados centigrados es de 7.56 atm . cuantos gramos de glucosa por litro de sln deben obtener para una inyección .
5. calcular el valor del aumento del punto de ebullición cuando se prepara una sln con 470 g de un sto que es CaO utilizando un total de 830 g de agua .
6. que valor debe aumentar el punto de ebullición al preparar una sln con 0.58 mol de sto , utilizando un total de 750 g de agua .
7.Cual debe ser la disminución del punto de congelación al preparar una sln con 0.12 moles de un sto , utilizando un total de 1650 g de agua .
8. determinar la disminución del punto de congelación cuando se prepara una sln con 118 g de un sto que es PbO , utilizando un total de 1500 g de agua .
9. da el concepto claro y preciso de coloides .
10.Habla de los componentes de los coloides .
11.importancia de los coloides .
12. Clasificación de los coloides .
13. propiedades los coloides (efecto tindall, movimiento browniano , adsorción , cargas electricas .).
lunes, 28 de febrero de 2011
presión osmótica
Artículo principal: Presión osmótica
La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de mayor concentración hacia zonas de menor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida (menos concentrada) hacia una solución menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.
(también: π = (nRT) / V)
n es el número de moles de partículas en la solución.
R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K-1 · mol-1.
T es la temperatura en Kelvin.
Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:
Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.
Observación: Se utiliza la unidad de Molaridad (M) para expresar la concentración ya que el fenómeno de ósmosis ocurre a temperatura constante (de esto se deduce que las unidades de concentración para el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico estén dadas en molalidad (m), ya que este tipo de expresión no varía con la temperatura).
[editar] AplicaciónEl experimento más típico para observar el fenómeno de ósmosis es el siguiente:
Se colocan dos soluciones con distinta concentración (por ejemplo, una consta de agua con sal común o azúcar y la otra de agua sola).
Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable que permite el movimiento del agua a través de ella, es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar, pero debe ser verdadero papel celofán y no sus sustitutos.
Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la solución diluida hacia la solución concentrada y los niveles de líquido han cambiado.
Las membranas celulares son semipermeables. La observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico o hipotónico respecto al medio interno celular.
La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de mayor concentración hacia zonas de menor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida (menos concentrada) hacia una solución menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.
(también: π = (nRT) / V)
n es el número de moles de partículas en la solución.
R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K-1 · mol-1.
T es la temperatura en Kelvin.
Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:
Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.
Observación: Se utiliza la unidad de Molaridad (M) para expresar la concentración ya que el fenómeno de ósmosis ocurre a temperatura constante (de esto se deduce que las unidades de concentración para el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico estén dadas en molalidad (m), ya que este tipo de expresión no varía con la temperatura).
[editar] AplicaciónEl experimento más típico para observar el fenómeno de ósmosis es el siguiente:
Se colocan dos soluciones con distinta concentración (por ejemplo, una consta de agua con sal común o azúcar y la otra de agua sola).
Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable que permite el movimiento del agua a través de ella, es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar, pero debe ser verdadero papel celofán y no sus sustitutos.
Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la solución diluida hacia la solución concentrada y los niveles de líquido han cambiado.
Las membranas celulares son semipermeables. La observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico o hipotónico respecto al medio interno celular.
descenso del punto de congelación
Descenso crioscopico: Descenso crioscópico
El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.
ΔTf = Kf · m
m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.
Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 °C kg/mol
[editar] AplicaciónPara enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor.
El agua se congela a partir de los 0 °C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve o hielo con mayor facilidad)
El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.
ΔTf = Kf · m
m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.
Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 °C kg/mol
[editar] AplicaciónPara enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor.
El agua se congela a partir de los 0 °C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve o hielo con mayor facilidad)
aumento en el punto de ebullición
Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100 °C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.
ΔTb = Kb · m
m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb el del disolvente puro.
Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es agua es 0,52 °C kg/mol.
[editar] AplicaciónCuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo, el NaCl será disuelto en un mol de sodio y un mol de cloro, un total de dos moles en solución.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas. Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100 °C, mientras que para una solución acuosa de algo a 100 °C las presiones externas y de vapor no se han igualado y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso. Cuando la presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100 °C y, consecuentemente, se comprueba que su punto de ebullición es, efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro (agua) medido a una misma presión externa.
ΔTb = Kb · m
m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb el del disolvente puro.
Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es agua es 0,52 °C kg/mol.
[editar] AplicaciónCuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo, el NaCl será disuelto en un mol de sodio y un mol de cloro, un total de dos moles en solución.
El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas. Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100 °C, mientras que para una solución acuosa de algo a 100 °C las presiones externas y de vapor no se han igualado y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso. Cuando la presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100 °C y, consecuentemente, se comprueba que su punto de ebullición es, efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro (agua) medido a una misma presión externa.
ley de raoult
Si un soluto tiene una presión de vapor medible, la presión de vapor de su disolución siempre es menor que la del disolvente puro. De esta forma la relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación entre ambos se formula mediante la Ley de Raoult mediante la cual: la presión parcial de un disolvente sobre una disolución P1 está dada por la presión de vapor del disolvente puro Po1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución X1.
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una solución que sólo contenga soluto, se tiene que X1=1-X2, donde X2 es la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la ley como:
Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es directamente proporcional a la concentración del soluto presente
[editar] CaracterísticasUna vez que los componentes de la solución han alcanzado el equilibrio químico, la presión total del vapor es:
y la presión individual de los componentes gaseosos es
donde
(Pi)puro es la presión de vapor del componente puro
Xi es la fracción molar del componente en solución
Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la solución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente (Ley de Dalton).
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. En una solución que sólo contenga soluto, se tiene que X1=1-X2, donde X2 es la fracción molar del soluto, pudiendo escribir la formulación de la ley como:
Se puede ver de esta forma que una disminución en la presión de vapor, ΔP es directamente proporcional a la concentración del soluto presente
[editar] CaracterísticasUna vez que los componentes de la solución han alcanzado el equilibrio químico, la presión total del vapor es:
y la presión individual de los componentes gaseosos es
donde
(Pi)puro es la presión de vapor del componente puro
Xi es la fracción molar del componente en solución
Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la solución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente (Ley de Dalton).
disminución de la presión de vapor
Disminución de la presión de vapor: La velocidad de las partículas de disolvente (agua) que abandonan la superficie del líquido se reduce en presencia de un soluto no volátil. Las disoluciones acuosas concentradas de solutos no electrolitos (glucosa) se evaporan más lentamente que el agua pura. Esto hace que se produzca una disminución en la presión de vapor, que depende únicamente de la concentración del soluto y es independiente de su naturaleza. La relación entre la presión de vapor del disolvente y la concentración se conoce como ley Raoult.
Si a una sustancia A le añadimos un soluto no volátil B, la tendencia de las moléculas de B a abandonar la disolución es mínima, en el vapor sólo habrá partículas de A. Se alcanzaría entonces un nuevo equilibrio con un menor número de partículas, lo que se traduce en una disminución de la presión de vapor.
Si a una sustancia A le añadimos un soluto no volátil B, la tendencia de las moléculas de B a abandonar la disolución es mínima, en el vapor sólo habrá partículas de A. Se alcanzaría entonces un nuevo equilibrio con un menor número de partículas, lo que se traduce en una disminución de la presión de vapor.
propiedades coligativas de las soluciones
se llaman propiedades coligativas aquellas propiedades de una solución que dependen únicamente de la 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 el líquido se encuentra en un recipiente cDescenso de la presión de vaporVéase también: Presión de vapor
Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.
A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.
errado.
Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.
A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.
errado.
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