Física - Magnitudes físicas

cantidad de sustancia

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica. Como el punto de ebullición, depende de la presión atmosférica, éste variará al modificarse la presión atmosférica. Es de conocimiento el punto de ebullición normal (cuando la presión atmosférica es 760 mm Hg) de ciertos líquidos, pero a veces es necesario saber el punto de ebullición de un líquido a una presión atmosférica distinta a 760 mm Hg, por ejemplo para hacer una separación de una mezcla por destilación. Para calcular la variación que hay entre el punto de ebullición normal y el punto de ebullición a una presión atmosférica se puede aplicar la siguiente fórmula:

${\displaystyle {\Delta }T_{eb}=K_{SY}\ *\ (760-P)\ *\ (273,15+T_{eb,P})}$

Que es conocida como la ecuación de Sidney-Young, donde:

${\displaystyle {\Delta }T_{eb}}$ = Cambio en el punto de ebullición (${\displaystyle T_{eb,760}-T_{eb,P}}$)

${\displaystyle K_{SY}}$ = Constante de Sidney-Young. Si las presiones se indican en milímetros de mercurio (mm Hg) y las temperaturas en grados Celsius (°C), los valores de esta constante son, dependiendo de la polaridad del líquido:

     Polaridad         ${\displaystyle K_{SY}}$
     Polar           0,00012
     No Polar        0,00010

${\displaystyle {P}}$ = Presión dada a la cual se quiere medir el punto de ebullición (comúnmente la presión atmosférica).

${\displaystyle T_{eb}}$ = Punto de ebullición del líquido a la presión dada ${\displaystyle (P)}$.

Con un correcto manejo algebraico se puede determinar el punto de ebullición normal de un líquido al medir el punto de ebullición a una presión dada, conociendo la presión atmosférica durante el experimento.

${\displaystyle T_{eb,P}={\frac {T_{eb,760}-273,15K_{SY}(760-P)}{1+K_{SY}(760-P)}}}$

Por ejemplo, si se está en Bogotá (${\displaystyle P}$ = 560 mm Hg) y se desea saber el punto de ebullición del agua y del cloroformo en dicha ciudad, éstos se pueden calcular:

Agua (Líquido polar ${\displaystyle (K_{SY}=0,00012)}$, ${\displaystyle T_{eb,760}}$=100 °C): ${\displaystyle T_{eb,P}={\frac {100-273,15(0,00012)(760-560)}{1+(0,00012)(760-560)}}}$=91,3 °C

Cloroformo (Líquido no polar ${\displaystyle (K_{SY}=0,00010)}$, ${\displaystyle T_{eb,760}}$=62 °C): ${\displaystyle T_{eb,P}={\frac {62-273,15(0,00010)(760-560)}{1+(0,00010)(760-560)}}}$=55,4 °C

La elevación del punto de ebullición describe el fenómeno que el punto de ebullición de un líquido (un solvente) será más alto cuando otro compuesto se añada, significando que una solución tiene un punto de ebullición más alto que un solvente puro. Esto pasa siempre que solute permanente, como una sal, se añada a un solvente puro, como el agua. El punto de ebullición se puede medir exactamente usando un ebullioscope.

Explicación

La elevación del punto de ebullición es una propiedad colligative, el que significa que es dependiente de la presencia de partículas disueltas y su número, pero no su identidad. Es un efecto de la dilución del solvente en la presencia de un solute. Es un fenómeno que pasa para todo solutes en todas las soluciones, hasta en soluciones ideales, y no depende de ninguna interacción solute-solvente específica. La elevación del punto de ebullición pasa tanto cuando el solute es un electrólito, como varias sales como un no electrólito. En términos termodinámicos, el origen de la elevación del punto de ebullición es entropic y se puede explicar en términos de presión del vapor o el potencial químico del solvente. En ambos casos, la explicación depende del hecho que muchos solutes sólo están presentes en la fase líquida y no firman la fase de gas (excepto en muy altas temperaturas).

Puesto en términos de la presión del vapor, un líquido se hierve a la temperatura cuando su presión del vapor iguala la presión circundante. Para el solvente, la presencia del solute disminuye su presión del vapor por la dilución. (Sin embargo, en algunos casos, como MgSO se disolvió en el agua, el solvente realmente se hace más concentrado, más bien que diluido. Sin embargo, el argumento termodinámico fundamental abajo permanece válido. El solute debe bajar la presión del vapor del solvente, por otra parte la solución no sería estable.) Solute permanente tiene una presión del vapor del cero, por tanto la presión del vapor de la solución es menos que la presión del vapor del solvente. Así, una temperatura más alta es necesaria para la presión del vapor para alcanzar la presión circundante, y el punto de ebullición se eleva.

Puesto en términos potenciales químicos, en el punto de ebullición, la fase líquida y el gas (o vapor) la fase tiene el mismo potencial químico (o presión del vapor) suponer que son con energía equivalentes. El potencial químico es dependiente de la temperatura, y a otras temperaturas el líquido o la fase de gas tienen un potencial químico inferior y son más con energía favorables que la otra fase. Esto significa que cuando solute permanente se añade, el potencial químico del solvente en la fase líquida es disminuido por la dilución, pero el potencial químico del solvente en la fase de gas no se afecta. Esto significa por su parte que el equilibrio entre la fase líquida y de gas se establece a otra temperatura para una solución que un líquido puro, es decir, el punto de ebullición se eleva.

El fenómeno de la depresión del punto de congelación es análogo a la elevación del punto de ebullición. Sin embargo, la magnitud de la depresión del punto de congelación es más grande que la elevación del punto de ebullición para el mismo solvente y la misma concentración de un solute. A causa de estos dos fenómenos, la variedad líquida de un solvente se aumenta en la presencia de un solute.

La ecuación general para cálculos en concentración diluida

El grado de la elevación del punto de ebullición se puede calcular aplicando la relación de Clausius-Clapeyron y la ley de Raoult juntos con la asunción de la no volatilidad del solute. El resultado consiste en que en soluciones ideales diluidas, el grado de la elevación del punto de ebullición es directamente proporcional a la concentración molal de la solución según la ecuación:

ΔT = K · b

donde

• El ΔT, la elevación del punto de ebullición, se define como T - T.
• K, la constante ebullioscopic, que es dependiente de las propiedades del solvente. Se puede calcular como K = RTM/ΔH, donde R es la constante de gas, y T es la temperatura hirviente del solvente puro [en K], el M es la masa de la muela del solvente, y ΔH es el calor de vaporización por topo del solvente.
• el b es el molality de la solución, calculada tomando la disolución en cuenta ya que la elevación del punto de ebullición es una propiedad colligative, dependiente en el número de partículas en la solución. Esto el más fácilmente se hace usando la furgoneta 't factor de Hoff i como b = b · yo. El factor i cuentas para el número de partículas individuales (típicamente iones) formado por un compuesto en solución. Ejemplos:
• i = 1 para el azúcar en el agua
• i = 1.9 para cloruro de sodio en el agua, debido al cerca de disolución llena de NaCl en Na y Cl (a menudo simplificado como 2)
• i = 2.3 para cloruro de calcio en el agua, debido a disolución casi llena de CaCl en Ca y 2Cl (a menudo simplificado como 3)

No número entero i factores resultan de pares del ión en la solución, que bajan el número eficaz de partículas en la solución.

Ecuación después incluso la furgoneta 't factor de Hoff

ΔT = K · b · yo

En altas concentraciones, la susodicha fórmula es menos precisa debido a nonideality de la solución. Si el solute también es volátil, una de las asunciones claves usadas en sacar la fórmula no es verdad, ya que se derivó para soluciones de solutes permanente en un solvente volátil. En caso de solutes volátil es más relevante para la conversación de una mezcla de compuestos volátiles y el efecto del solute en el punto de ebullición se debe determinar del diagrama de la fase de la mezcla. En tales casos, la mezcla puede tener a veces un punto de ebullición que es más bajo que cualquiera de los componentes puros; una mezcla con un punto de ebullición mínimo es un tipo de azeotrope.

La ecuación para cálculos en concentración más alta

En caso del cálculo de la elevación del punto de ebullición de solución de alta concentración, Ge y Wang (2010) propusieron una ecuación nueva y fácil de usar:

:

\frac {\

\Delta H^\\mathrm {vap} _ {T_\mathrm {B} }\

- 2RT_\mathrm {B }\\callejón a_\mathrm {liq }\

+ \sqrt {\

\left (\Delta H^\\mathrm {vap} _ {T_\mathrm {B} }\\derecho) ^2

- 2\Delta C^\\mathrm {vap} _p T_\mathrm {B} ^2\ln a_\mathrm {liq }\

}\

} {\

2\left (

\Delta H^\\mathrm {vap} _ {T_\mathrm {B}} / T_B

+ 0.5\Delta C^\\mathrm {vap} _p

- R\ln a_\mathrm {liq }\\derecho)

}\

</matemáticas>

donde

• es el punto de ebullición normal del solvente puro (100 °C para el agua por ejemplo),
• es la actividad de la solución, para la solución acuosa la actividad del agua,
• es el cambio enthalpy de la fusión del solvente puro en; para el agua en 100 °C, esto es 40.657 kJ/mol,
• es las diferencias de la capacidad de calor entre el vapor y fases líquidas en, que es-2.14 J/g/K para el agua.

Ge y Wang advierten que mientras el método “no es muy conveniente para algunas soluciones con la fuerza iónica muy alta, todavía es una técnica muy útil cuando los datos experimentales son escasos.”

La actividad solvente se puede calcular de modelo Pitzer o modelo TCPC modificado, que típicamente requiere 3 parámetros ajustables. Para el modelo TCPC, estos parámetros están disponibles en la referencia para muchas sales solas.

La ecuación sólo no es eficaz para la solución acuosa, sino también para la no solución acuosa.

Constantes de Ebullioscopic

Valores de las constantes ebullioscopic K para solventes seleccionados:

Usos

Juntos con la fórmula encima, la elevación del punto de ebullición puede ser en principio usada para medir el nivel de disolución o la masa de la muela del solute. Esta clase de la medida se llama ebullioscopy ("inspección de la ebullición" griega). Sin embargo, ya que sobrecalentar es difícil de evitar, las medidas ΔTprecisas son difíciles de realizar, que fue en parte vencido por la invención del termómetro de Beckmann. Además, la constante cryoscopic que determinan la depresión del punto de congelación es más grande que la constante ebullioscopic, y ya que el punto de congelación a menudo es más fácil a medir con la precisión, es más común usar cryoscopy.

Entre muchas leyendas urbanas relacionadas con el efecto del aumento de ebullioscopic, uno de ellos lleva a la adición de la sal cocinando la pasta sólo después de que el agua ha comenzado a hervirse. La idea falsa consiste en que desde las aguas hirviendo acuáticas a una temperatura más alta, la comida cocinará más rápido. Sin embargo, en la concentración aproximada de la sal en el agua para cocinar (10 g de la sal por 1 kilogramo del agua o 1 cucharilla por cuarto de galón), el aumento de ebullioscopic es aproximadamente 0.17 °C (0.31 °F), que no hará posiblemente ninguna diferencia práctica para la cocina.

fracción de masa ${\displaystyle w_{i}}$ es la fracción de una sustancia de masa ${\displaystyle m_{i}}$ con respecto a la masa total de una mezcla ${\displaystyle m_{tot}}$:¹​

${\displaystyle w_{i}={\frac {m_{i}}{m_{tot}}}}$

La suma de las fracciones de masa es igual a 1:

${\displaystyle \sum _{i=1}^{N}m_{i}=m_{tot};\sum _{i=1}^{N}w_{i}=1}$

Concentración porcentual en peso[editar]

Dado que es realmente la masa lo que estamos midiendo, a partir de los últimos años se denomina porcentaje masa/masa (m/m). Es una forma de expresar la concentración de las soluciones.

${\displaystyle \%{\mbox{masa}}={\frac {\mbox{masa de soluto(g)}}{\mbox{masa de solución(g)}}}\cdot 100}$

Se define como la masa de soluto en 100 g de solución (es lo mismo que % m/m).

Ejemplo[editar]

Al disolver 60 g de un soluto X en 90 gramos de agua, la solución tendría una concentración igual a 40% p/p = 60/(90 + 60)*100. Esto quiere decir que hay 40 g de soluto por cada 100 gramos de solución.

Número de mol[editar]

• El número n de mol presente en una cantidad de sustancia de masa m, es:

${\displaystyle n={\cfrac {m}{M}}}$

donde m es la masa en gramos y M la masa molar en g/mol.

Molalidad[editar]

La molalidad (m) es el número de mol de soluto que contiene un kilogramo de disolvente. Para preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.

${\displaystyle m={\frac {\mbox{mol de soluto}}{\mbox{kg de disolvente}}}}$

La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando estas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.

Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.

Composición de una disolución

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes:

El disolvente: usualmente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla.

El o los solutos: son el o los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente.

Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de sal en una mayor cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y la sal es el soluto.

Todas aquéllos disoluciones en las cuales el agua es el disolvente, se llaman disoluciones acuosas.

Una de las más importantes propiedades del agua es la capacidad de disolver una gran cantidad de sustancias.

Para poder trabajar con una disolución, es necesario:

1. conocer su composición y
2. tener una manera de expresar dicha composición.

Clasificación de las disoluciones

Podemos clasificar a las disoluciones en dos grandes grupos:

Electrolíticas

• Son disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes polares.
• Los solutos se disocian en disolución para formar iones
• Pueden disociarse completamente (electrolitos fuertes)
• Pueden disociarse parcialmente (electrolitos débiles)
• Son disoluciones que conducen la electricidad

No electrolíticas

• Son disoluciones de compuestos covalentes o en disolventes no polares
• Los solutos no se disocian, solamente se dispersan
• Son disoluciones que no conducen la electricidad

Concentración de las disoluciones

La concentración se refiere a las cantidades relativas de los componentes de una disolución, expresada en cualesquiera unidades de cantidad de materia en que se quiera expresar.

Fracción en peso: Fracción del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada unidad de peso de la disolución.

Se pueden emplear todas las unidades convencionales de peso (no se pueden emplear las unidades de moles) siempre que sean las mismas para soluto y disolución.

Son independientes de la temperatura!

Ejemplo:

¿Cuál es la fracción en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H₂O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay por gramo de disolución"

De manera que la fracción en peso de la disolución es 0,1.

Tanto por ciento en peso o % en peso: Porcentaje del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Ejemplo:

¿Cuál es el % en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H₂O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay en 100 g de disolución"

De manera que el NaCl está al 10% en la disolución.

Tanto por ciento en Volumen: Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Si 10 mL de alcohol se disuelven en agua para hacer 200 mL de disolución, ¿cuál es su concentración?

%V = [(10 mL de soluto)/(200 mL de disolución)] x 100 = 5% en Volumen

Partes por millón (ppm): Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de disolución.

Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas.

En el caso del agua, se considera que las ppm de disoluciones muy diluidas es el número de mg de soluto por litro de disolución. Nótese que esta mezcla volumen y masa, que para el agua es correcto.

Fracción molar: Moles del soluto respecto al número total de moles de la disolución.

Esta escala se define así:

Donde X_A es la fracción molar de la especie A.

En el caso de disoluciones binarias se cumple que: X_soluto = 1 - X_disolvente

Molaridad: Se define como el número de moles del soluto en un litro de disolución:

Esta es, probablemente, la escala de mayor uso en química.

Esta escala, que se representa con la letra M, se define así:

Esto quiere decir que una disolución 1,0 molar (1,0 M) contiene 1,0 moles de soluto en cada litro de la disolución.

El símbolo C o c se emplea también para representar la molaridad.

Ejemplo:

¿Cuál es la molaridad de una una disolución de 20 g de NaCl en 180 mL de agua?

Primero debemos saber cuantas moles son 20 g de NaCl:

n_NaCl = 20/58,5 = 0,34 moles

Ahora determinamos la concentración de la disolución, suponiendo que el volumen de agua no varía en el proceso de disolución:

M = (0,34 moles de NaCl)/(0,18 L de disolución) = 1,89M

Molalidad: Es la cantidad de soluto (medida en moles) disuelta en cada Kilogramo de disolvente.

Esta escala se define así:

Esta cantidad no cambia al cambiar la temperatura o la presión.

Ejemplo:

¿Cuál es la molalidad de una disolución de 3,2g de CH₃OH en 200g de agua?

Peso Molecular del soluto = 12 + (4 x 1) + 16 = 32

n_{moles de soluto} = 3,2/32 0,1 moles

m (0,1 moles de soluto)/(0,2 Kg de disolvente) = 0,5 m

Algunas transformaciones

Molalidad a fracción molar: Se puede llevar a cabo con esta fórmula:

donde X_s es la fracción molar de soluto, m es la molalidad y PM_d es el peso molecular del disolvente.

Molalidad a molaridad: Puede utizarse la siguiente fórmula:

Donde s es el soluto.

Estequiometría de disoluciones. Cálculos.

Nos basamos en los mismos criterios que en los cálculos en estequiometría de reacciones, pero ahora tendremos que determinar el número de moles dependiendo de la concentración de la disolución y del volumen de la disolución usados.

En consecuencia, es necesario tener suficiente habilidad en el manejo de concentraciones y en su relacción con masas o volúmenes.

Determinar la Molaridad con la Masa y el Volumen. Ejemplo:

Calcular la molaridad de una disolución de 2,12 g de KBr en 458 mL de disolución.
(Pesos Atómicos: K = 39,10, Br = 79,90).

1) Calcular el número de moles de KBr presentes:
(Peso Molecular del KBr = 119,00)

2) Convertir los mL de disolución en litros:

3) Usar la fórmula para calcular la molaridad:

Determinar los Moles a partir del Volumen y la Molaridad. Ejemplo:

Determinar el número de moles de soluto presentes en 455 mL de una disolución de HCL 3,75 M.
(Pesos Atómicos: Cl = 35,45, H = 1,008).

1) Convertir los mL de disolución en litros:

2) Reordenar la fórmula dada para calcular las moles de soluto presentes:

Moles de HCl = (3,75 M) (0,455 L) = 1,71

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-05.html