SEPARATA DE QUÍMICA I DIAGRAMAS DE FASE

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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 específicas 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 la 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 crítico y  el punto B es el punto de ebullición normal del agua.

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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.

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.

Ejemplo

La 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.

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 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.

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