5.DISOLUCIONES.

DISOLUCIONES

1. Mezcla Heterogénea: (Ejemplo: arena y arcilla). Las partículas individuales se observan con facilidad y son mezclas separables fácilmente por algún procedimiento mecánico. 2. Disoluciones Coloidales (Seudosoluciones): (Ejemplo: lodo, arcilla y agua). Su tamaño es superior al de las que forman las soluciones verdaderas e inferior al de las mezclas heterogéneas; la dispersión no es homogénea. 3. Homogénea (1 fase) (Solución o disolución): Los constituyentes tienen tamaño molecular o iónico, lo cual hace imposible observarlas a simple vista.

Clasificación de las disoluciones

• Dependiendo de la naturaleza de la fase:

Sólida Líquida Gaseosa

• Dependiendo del número de componentes:

* Binaria

* Ternaria

* Cuaternaria

. . .

Disolvente: Componente que está presente en mayor

cantidad o que la fase de la disolución.

Solutos: Los restantes componentes.

Clasificación de las disoluciones líquidas

• Dependiendo del estado del soluto:

Soluto sólido Soluto líquido Soluto gaseoso

• Dependiendo del disolvente: Acuosas

No acuosas

• Dependiendo

de la naturaleza

del soluto:

Electrolíticas: soluto se disocia en iones (ej. sal)

(conducen la corriente eléctrica)

No electrolíticas: soluto no se disocia en iones (ej. azúcar)

(no conducen la corriente eléctrica)

COMPOSICIÓN DE LA DISOLUCIÓN

Fracción molar

Molaridad (M)

Molalidad (m)

EJEMPLO 1

Calcule el número de moles de soluto de HCl en cada una de las siguientes disoluciones acuosas:

a. 145 mL de una disolución de HCl con molaridad 0.8n/dm3. RTA: 0.116

b. 145 g de una disolución de HCl al 10% en peso. RTA:0.398

c. 145 g de una disolución cuya molalidad en HCl es 4.85 molal. RTA: 0.598

ESTUDIAR

Numerales:

9.2. Magnitudes molares parciales

9.3 Magnitudes de mezcla

9.4. Determinación de magnitudes molares parciales

9.2 MAGNITUDES MOLARES PARCIALES: Volúmenes molares parciales

Se tiene una disolución mezclando a temperatura y presión constante n1, n2,…, nr moles de las sustancias 1, 2,…, r.

Vm1*,…, Vmr* volúmenes molares de las sustancias puras

1,2,…, r a T y P. V* el volumen total de los componentes sin mezclar (puros) a

T y P. El asterisco indica que la propiedad se refiere a una sustancia pura o a un conjunto de sustancias puras.

Después de la mezcla, por lo general el volumen V de la disolución no es igual al volumen sin mezclar

*VV

1

,,2,21,1 **...*** imirmnmm VnVnVnVnV

Volúmenes molares parciales

50 cm3 H20 50 cm3 etanol

96.5 cm3

Causas de las diferencias entre V de la disolución y V*: Diferencias entre las fuerzas intermoleculares existentes en la disolución y las existentes en los componentes puros. Diferencias entre el empaquetamiento de las moléculas en la disolución y su empaquetamiento en los componentes puros, debido a los distintos tamaños y formas de las moléculas que se mezclan.

Diferencial total de V

rrnPTr

nPTnTnP dndn

dVdn

dn

dVdP

dP

dVdT

dT

dVdV

iiii ,,1,,

1,, )(...)()()(

1

),,...,,,,( 21 rnnnPTVV

Volúmenes molares parciales

Volumen molar parcial de una sustancia j en la disolución:

jinPT

j

Jdn

dVV

,,)(

V: volumen de la disolución

i

i

inTnP dnVdPdP

dVdT

dT

dVdV

ii ,, )()(

,...),,,( 21 xxPTVV ii

Relación entre el volumen de la disolución y los

volúmenes molares parciales

,...),,,( 21 xxPTnfV

dnxxPTfdV ,...),,,( 21

i

i

idnVdV

dnVxdVi

ii

i

iiVnV

)*(* ,imi

i

imez VVnVVV

Medida de los volúmenes molares

parciales

Medida de los volúmenes molares parciales

Número fijo de moles de A pero valores diferentes de nB

Continuación:

VOLÚMENES MOLARES PARCIALES

La ecuación

se puede utilizar para expresar cualquier propiedad extensiva como U, H, S, G y CP. Cada una de estas propiedades cambia al mezclar los componentes a T y P constantes.

U, H, S, G y CP son función del estado de la disolución, como T, P, n1, n2 …nr.

1

,,2,21,1 **...*** imirmnmm VnVnVnVnV

),...,,,,( 21 rnnnPTUU ),,...,,,,( 21 rnnnPTVV

9.3 Magnitudes de mezcla

*HHHmez

*SSSmez

*GGGmez

MAGNITUDES TERMODINÁMICAS

DE MEZCLA.

Magnitud de mezcla: Diferencia entre el valor de la magnitud

en la disolución y la de los componentes puros.

Compuestos puros Disolución YM = Ydisoluc – Y*

VM = 0 no hay cambio de volumen al formarse la disolución,

pues no cambia la estructura espacial.

En el caso de una disolución ideal (T y P ctes)

UM = 0 pues no cambia la energía de las interacciones al formarse.

HM = 0 no hay calor de mezcla a P cte; ni absorbe ni desprende Q.

SM > 0 aumenta el desorden.

GM < 0 formación de la disolución: espontánea.

Propiedades termodinámicas de las

disoluciones ideales

9.4 Método para determinar volúmenes molares parciales

en una disolución de dos componentes

para disoluciones agua-etanol

a 20°C y 1 atm.

nVmez /

Volúmenes molares parciales para disoluciones

agua etanol a 20°C y atm.

MODELOS DE DISOLUCIONES

Modelo de disolución ideal

Modelo de disolución diluida ideal

MODELO DE LA DISOLUCIÓN IDEAL

Descripción molecular:

Disolución en la cual las moléculas de las distintas especies son tan semejantes unas a otras que las moléculas de uno de los componentes pueden sustituir a las del otro sin que se produzca variación de :

Estructura espacial de la disolución

Energía de interacciones intermoleculares presentes en la misma.

Ejemplos:

n-pentano-n-hexano

benceno-tolueno 12CH3I- 13CH3I

DISOLUCIONES DILUIDAS IDEALES O

IDEALMENTE DILUIDA.

Muchas disoluciones se desvían bastante del modelo de disolución ideal.

Por ello resulta útil definir otro modelo: Descripción molecular

Disolución en la cual las moléculas de soluto

prácticamente sólo interaccionan con moléculas de

disolvente.

límite: x(disolvente) 1 y x(solutos) 0

(Sólo aplicable a disoluciones no electrolíticas)

CARACTERÍSTICAS GENERALES DE UNA SOLUCIÓN IDEAL

Una solución ideal que contenga constituyentes volátiles cumple la ley de Raoult.

Como los componentes son volátiles, parte de la solución se evapora para llenar con vapor el espacio encima del líquido.

Cuando la solución y el vapor alcanzan el equilibrio a la temperatura T, la presión total en el recipiente es la suma de las presiones parciales de los componentes de la solución.

LEY DE RAOULT

Con respecto al componente i : Pi = xi.Pi* Donde: Pi: presión parcial de i en la fase vapor en

equilibrio con una solución ideal a la temperatura T.

xi: fracción molar de i en la fase líquida. Pi*: presión de vapor del líquido puro i a la

temperatura del sistema.

LEY DE RAOULT

La ley de Raoult expresa que la presión de vapor parcial del constituyente volátil de una solución es igual a la presión de vapor del constituyente puro multiplicada por la fracción molar del constituyente en la solución.

Solución binaria en la que ambos componentes son volátiles:

x1 + x2 = 1 P1 = x1.P1

* P2 = x2.P2

* = (1 – x1) P2*

Si la presión total de la mezcla es P:

P = P1 + P2 = x1P1* + (1 – x1) P2

*

P = x1.P1* + P2

* - x1 .P2*

P = P2* + x1 (P1

* - P2*)

La expresión anterior relaciona la presión total sobre la mezcla con la fracción molar del componente 1 en el líquido. Establece que la presión es una función lineal de x1. Ver Figura

LEY DE RAOULT

DIAGRAMA P-x (A T CTE, DISOLUCIÓN IDEAL)

LEY DE RAOULT

EJEMPLO 2

La presión de vapor del benceno es 74.7 torr a 20°C, mientras que la presión de vapor del tolueno es 22.3 torr a 20°C. Cierta disolución de benceno y tolueno a 20°C tiene una presión de vapor de 46 torr. Calcule la fracción molar de benceno en esta disolución y en el vapor que se encuentra en equilibrio con ella. Asuma que la solución se comporta como una disolución ideal. Haga una gráfica de presión vs composición en fase líquida, en función del componente más liviano

SOLUCIÓN EJEMPLO 2

P*benceno = 74.7 torr a 20°C P*tolueno = 22.3 torr a 20°C P = 46 torr P = P1 + P2 = x1 * 74.7 + x2 * 22.3 46 = x1 * 74.7 + (1 – x1) * 22.3 46 = 74.7 x1 + 22.3 – 22.3 x1 46 = 52.4 x1 + 22.3 23.7 = 52.4 x1 x1 = 0.452

P2 = Presión parcial del benceno = 0.452*74.7 = 33.8 torr.

En el equilibrio las presiones son iguales, por tanto la presión del benceno en fase líquida es igual a la presión que ejerce el benceno en fase vapor. Aplicando Dalton para calcular la composición del benceno en fase vapor:

CONTINUACIÓN SOLUCIÓN EJEMPLO 2

735.046

8.3322

P

Py

EJERCICIO 1

Una disolución a 20°C está compuesta por 1.5 moles de benceno y 3.5 moles de tolueno. Calcular la presión y fracción molar de benceno en el vapor en el equilibrio con esta solución.

P*benceno = 74.7 torr a 20°C

P*tolueno = 22.3 torr a 20°C

Diagrama P-x (T cte, disolución ideal)

P1, P2 y PTOT en el equilibrio en función de la

composición del líquido (x1)

PTOT

P1

P*1

P2

P*2

Si P*v1 > P*v2 P

x1 0 1

No informa

la composición del

vapor

• El disolvente obedece la ley de Raoult:

• El soluto obedece la ley de Henry:

En condiciones de dilución suficientemente

elevada, todas las disoluciones no

electrolíticas pasan a ser disoluciones

diluidas ideales.

Aplicación disolución diluida ideal:

SOLUBILIDAD DE LOS GASES EN EL AGUA

Alguna fracción de los constituyentes del aire que entran en contacto con el agua entran en solución como 02, N2,CO2 (gases atmosféricos).

SOLUBILIDADES DE GASES EN EL AGUA

La concentración del gas que se disuelve en el agua está determinada por:

Presión parcial del gas por encima de la superficie del agua.

Naturaleza del gas

Temperatura

Los gases como el N2, H2, O2 y He, se disuelven en el agua sólo en ligera proporción, mientras que los gases como el cloruro de hidrógeno HCl y el amoníaco NH3 son muy solubles.

LEY DE HENRY

KHi = Constante de Henry del componente i en unidades de presión

xi = Fracción molar del gas i en la solución

Pi= Presión parcial del gas i en unidades de presión

Hiii KxP * i

Hi

i PK

x1

OXÍGENO DISUELTO

O2 (g)⇄O2 (ac)

K’H = Constante de equilibrio para la reacción planteada

2

2

2

2H

O

O = K'

O

ac

g

ac

PO

LEY DE HENRY

A temperatura constante la solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión del gas sobre el líquido.

S = K ’ Hi * Pi

K ’ Hi = Constante de Henry en unidades Molaridad/atm

S = Concentración de gas en la solución en unidades de

Molaridad

Pi= Presión parcial del gas en atm

CONSTANTES DE LA LEY DE HENRY PARA LOS GASES

COMUNES SOLUBLES EN AGUA , KH, atm

T (°C) Aire N2 O2 CO2 CO H2 H2S CH4

1 4.32x104 5.29x104 2.55x104 0.073x104 3.52x104 5.79x104 0.027x104 2.24x104

10 5.49x104 6.68x104 3.27x104 0.104x104 4.42x104 6.36x104 0.037x104 2.97x104

20 6.64x104 8.04x104 4.01x104 0.142x104 5.36x104 6.83x104 0.048x104 3.76x104

30 7.71x104 9.24x104 4.75x104 0.186x104 6.20x104 7.29x104 0.061x104 4.49x104

40 8.70x104 10.4x104 5.35x104 0.233x104 6.96x104 7.51x104 0.075x104 5.20x104

DATOS DE CONSTANTE DE HENRY PARA

COMPONENTES DEL AIRE A 25ºC. K,H

GAS P (atm) K’H * mol L-1 * atm-1

N2 0.78 6.79 x 10-4

O2 0.21 1.34 x 10-3

Ar 0.009 1.43 x 10-3

CO2 0.0003 3.79 x 10-2

EJEMPLO 3

Determinar la concentración de saturación en mg/L del O2 en agua a 10°C y a 20°C y 1 atm.

INFLUENCIA DE LA PRESIÓN EN LA

SOLUBILIDAD

La presión del gas varia con la altitud; se puede calcular con

la ecuación de la ley de distribución barométrica.

Pi = es la presión del gas a h y T específicas.

Pio = Presión del gas a nivel del mar.

h = altura (m)

Mwi = Masa molar del gas en kg/mol

R = 8.3145J/mol-K

T = Temperatura (K)

TR

hgMw

oi

i

ePP .

..

EJEMPLO 4

Cuál es el nivel de saturación del O2 en mg/L a 298 K y a 900 m de altura sobre el nivel del mar

SOLUCIÓN EJEMPLO 4

L

mg 8.034 =

mol

mg 32000

L

mol 10 x 2.51 = L / mg

L

mol 10 x 2.51 = 0.187 x 10 x 1.34 O = *POK'

atm. 0.187 = 0.892 x 0.21 = P

K 298 x Kg j/mol 314,8

e atm 0.21 = P

4-

4-3-

22H

i

m. 900 x seg

m9.80 x

mol

Kg 10 x 32-

i

2

-3

ac

INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA SOLUBILIDAD

La variación de la solubilidad del gas con la temperatura, se calcula con base en la ecuación de Van’t Hoff.

122

1

T

1 -

T

1

R

H = )

KH

KH(ln

EJEMPLO 5

Cuál es el nivel de saturación del O2 a 50ºC ?

TEMPERATURA CONCENTRACION

1 13.47

2 13.1

3 12.76

4 12.42

5 12.1

6 11.79

7 11.5

8 11.22

9 10.95

10 10.69

11 10.45

12 10.21

13 9.98

14 9.76

15 9.55

16 9.35

17 9.15

18 8.96

19 8.78

20 8.61

21 8.44

22 8.28

23 8.12

24 7.97

25 7.82

26 7.68

27 7.54

28 7.4

29 7.27

30 7.15

31 7.03

CONCENTRACION DE OXIGENO Vs TEMPERATURA450 msnm

7

8

9

10

11

12

13

14

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 101112131415161718192021222324252627282930313233

TEMPERATURA °C

CO

NC

EN

TR

AC

ION

DE

OX

IGE

NO

mg

/l

SOLUCIÓN EJEMPLO 5

K’H a 25ºC = 1.34 x 10-3M/atm

Hr O - Hf O = -2.8Kcal o

2 ac

o

2(g) H fo

6.24mg/L = L

mg

atm. 0.21 x 10 x 9.24 PO x HK' = O

10 X 9.29 = HK'

10 x 1.34ln + 323

1 -

298

1

1.987

2800 - = KHln

4-

212

4-

1

3-

1

EJEMPO 6

El vapor en equilibrio con una disolución de etanol (et) y cloroformo (cl) a 45°C en la cual xcl= 0.9900, tiene una presión de 438.59 torr y una fracción molar ycl = 0.9794. Se puede suponer que la disolución es ideal. a) Calcule las presiones parciales en la fase vapor. b) calcule la presión de vapor del cloroformo puro a 45°C. c) Calcule la constante de la ley de Henry KH para el etanol en cloroformo a 45°C. RTAS: b) 433.9 torr. c) 903 torr.

•Atkins, P. and de Paula, J. Physical Chemistry. Oxford.

Seventh Edition. 2002. Italy. •Levine I. “Fisicoquímica”. Volumen 1. McGraw-Hill. 5

Edición. 2004. •McCain, William D. “The Properties of Petroleum Fluids”.

PennWell Books. 2 Edition. Tulsa, Oklahoma. 1990. Chapter 3.

Pages 90-127. •Pedersen, K.S., Christensen, P.L. Phase Behavior of

Petroleum Reservoir Fluids.Taylor Francis Group. Boca

Raton.

•Prausnitz, J.M., Lichtenthaler, R.N.,Gomes de Acevedo, E. Termodinámica molecular de los equilibrios de fases. 3 edición. Prentice Hall. Madrid, 2000.

BIBLIOGRAFÍA

PROPIEDADES COLIGATIVAS.

1. Disminución de la presión de vapor

2. Aumento de la temperatura de ebullición

3. Descenso de la temperatura de fusión/congelación

4. Presión osmótica

La formación de una disolución tiene consecuencias sobre

una serie de propiedades: propiedades coligativas.

Propiedades que dependen únicamente de la cantidad

(concentración) de soluto añadida (moles o moléculas

de soluto), pero no de su naturaleza (de qué soluto sea).

Disoluciones diluidas ideales (no electrolíticas)

formadas por un disolvente volátil (1) y un soluto no volátil (2).

Descenso De La Presión De Vapor

La presión de vapor de la solución desciende con respecto a la presión de vapor del solvente puro. P corresponde a la presión de vapor de la solución. El soluto es un componente no volátil.

P1 = x1.P*1

P = P*1 - P1

P= P*1 - x1.P

*1

P = P*1 (1 – x1)

P = P*1.x2

Completamente independiente tanto de la naturaleza del soluto como del solvente.

EJEMPLO 7

Calcular la presión de vapor de la solución que contiene 53.94 g de manita (PM = 182.11) en 1000 g de agua a 20°C. A esta temperatura la Pv° de agua es igual a 17.51 mmHg.

5.170093.051.17|

093.00053.051.17

0053.0

18

1000

11.182

94.5311.182

94.53

.

1*

1

2

21*

PPP

mmHgxP

x

xPP

EJERCICIO 2

Se disuelven 24.63 g de una sustancia en 150 g de agua. A 23°C la presión de vapor de la solución es 20.73 mmHg y la del agua es 21.07 mmHg. Hallar el peso molecular de la sustancia.

P = P*

1. x1

P = P*1.x2

Aumento de la Temperatura de Ebullición

Las soluciones que contienen solutos no volátiles hierven a temperaturas más elevadas que las del solvente puro. La diferencia entre los puntos de ebullición de la solución y del solvente para una presión constante se conoce como elevación del punto de ebullición.


Tb = Kb * m2

1000*,

21

mHv

RToMWKb

Descenso de la Temperatura de

Congelación

Descenso de la Temperatura de

Congelación

Tc = Kc * m2

1000*1

2

1

cHm

RToMWKc

1000*1

2

1

fHm

RToMWKf

Constantes de Elevación del Punto de Ebullición y de Descenso del Punto de Congelación

Solvente Punto Ebullición Normal (°C)

Kb (°C m-1) Pto Congelación Normal (°C)

Kc (°C m-1)

Agua 100.0 0.512 0.0 1.855

Benceno 80.2 2.53 5.5 5.12

Ácido Acético 118.5 3.07 16.6 3.9

Naftaleno 218.0 5.65 80.2 6.9

Alcanfor 208.3 5.95 178.4 40

PRESIÓN OSMÓTICA

PRESIÓN OSMÓTICA

Se llama presión osmótica de la solución, a la presión mecánica que debe aplicarse sobre la solución para impedir la ósmosis del solvente hacia la solución a través de una membrana semipermeable.

¶= C2.RT

Presión osmótica.

Membrana semipermeable:

Permite que pequeñas

moléculas pasen a su través,

pero las grandes no.

Ósmosis: Flujo de disolvente a través de una membrana

semipermeable hacia el seno de una disolución más

concentrada.

La presión necesaria para detener el flujo: Presión osmótica (p)

Presión Osmótica

p = c R T Ecuación de van’t Hoff

Molaridad

Importancia en los seres vivos:

• Paredes celulares actúan como membranas semipermeables:

permiten el paso de moléculas pequeñas (agua, moléculas de

nutrientes) pero no de grandes (enzimas, proteínas, ...).

• Determinación de pesos moleculares osmometría.

(especialmente para moléculas con altos pesos

moleculares como, p.ej., macromoléculas biológicas).

• Ósmosis inversa desalinización

(aplicar a la disolución una presión mayor que la p,

provocando un flujo de salida del disolvente).

Aplicaciones

EJERCICIO 3

A 25°C una disolución preparada disolviendo 82.7 mg de un compuesto no electrolito en agua hasta alcanzar el volumen de 100 mL tiene una de 83.2 torr. Calcular el peso molecular del compuesto no electrolito. Rta: 184.7 g/n

Diagramas P-x

Acetona + cloroformo

Diagramas P-x

Acetona + cloroformo

Desviaciones negativas

de la ley de Raoult

Ocurre cuando las interacciones

A-B son mayores

que las A-A y B-B

HM < 0

VM < 0

Diagramas P-x

Acetona + CS2

Desviaciones positivas

de la ley de Raoult

Ocurre cuando las interacciones

A-B son menores

que las A-A y B-B

HM > 0

VM > 0

EJERCICIOS PROPUESTOS

1. Suponga que se disuelven 6 g de una mezcla de naftaleno (C10H8) y antraceno (C14H10) en 300 g de benceno. Cuando la disolución se enfría, empieza a congelar a una temperatura 0.7°C por debajo del punto de congelación del benceno puro (5.5°C). Calcule la composición de la mezcla, teniendo en cuenta que Kc es 5.1°C .kg.n-1 para el benceno. RTAS:0.026n naft, 0.015 n antr.


2. A 20°C, 0.164 mg de H2 se disuelven en 100 g de agua cuando la presión de H2 sobre el agua es 1.0 atm. a) calcule la constante de la ley de Henry para el H2 en agua a 20°C. b) Calcule la masa de H2 que se disuelve en 100 g de agua a 20°C cuando la presión de H2 es 10 atm. Desprecie la variación de Ki con la presión. RTAS: a) 6.82*104 atm: b) 1.64 mg. (1.64mg)

3. Se disuelven 0.572 g de resorcina en 19.31 g de agua y la disolución hierve a 100.14 °C. Calcular el peso molecular de la resorcina. RTA: 110 g/mol.


4. Calcular las constantes molales de los puntos de ebullición y de congelación del agua con base en los calores latentes de ebullición y de fusión del agua. RTA: 0.52°C*m-1 y 1,86°C*m-1 respectivamente.

5. La constante molal para el punto de congelación del alcanfor es 40 °C/molalidad. Se prepara una mezcla de 23.7 mg de fenolftaleína y 0.387 g de alcanfor, la cual fundida empieza a solidificarse a 166.5 °C. El punto de fusión del alcanfor utilizado es de 174.4 °C. Hallar el peso molecular de la fenolftaleína. RTA: 310 g/mol.

6. El acido acético puro solidifica a 16.6°C y su constante molal del punto de congelación es 3.9 °C/molalidad. Calcular cuál debe ser el punto de congelación de un ácido acético que contienen 2.8 % de agua. RTA: 10.36°C.


7. Una disolución que contiene 0.604 g de naftaleno C10H8 en 20 g de cloroformo hierve a 62.11 °C mientras que el cloroformo puro hierve a 61.2 °C. Encuentre: a) Constante molal del punto de ebullición del cloroformo. RTA: 3.86°C*m-1. b) Calor latente de ebullición por gramo de cloroformo RTA: 57.9 cal/g.

8. Hallar la concentración en g/L de una disolución de glucosa C6H12O6, que a 25 °C es isosmótica o isotónica con una disolución de urea CO(NH2)2 a 12 °C, la cual contiene 3 g de urea en un volumen de 150 cm3. RTA: 57.36g/L.

9. Una disolución de sacarosa C12H22O11 tiene a 20 °C una de 1000 mm Hg. Si se enfrían 100 gramos de disolución hasta –2,0 °C, calcular la cantidad de hielo que se separa. Suponer que la densidad de la disolución es igual a uno. RTA: 93.033 gramos.


11. Cuando se disuelve 1g de úrea [CO(NH2)2]

en 200g del solvente A, el punto de congelación de A disminuye en 0.25ºC; cuando se disuelven 1.5 g de y en 125g del mismo disolvente A, el punto de congelación de A diminuye en 0.2ºC ; calcule el peso molecular de y. RTA: 180g/n

12. Calcule Kb del agua si ∆Hm,vap = 40.6KJ/mol para el agua a 100ºC.RTA_0.513°C.kg.mol-1_


13. Una mezcla que contiene 0.55g de alcanfor y 0.045g de un hidrocarburo funde a 157ºC. El soluto tienen 93.54% de C y 6.46% de peso de H.

¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo? RTA: C11H9

¿Cuál es el descenso relativo de la presión del vapor de la solución con respecto al solvente puro? RTA: 0.081.P*

1 ¿Cúal es el calor latente molar de fusión del

solvente RTA: 6.84 kJ/n Datos alcanfor: Fórmula molecular C10H16O,

temperatura de fusión178.8ºC, Kc = 37.7ºC∙m-1

5.DISOLUCIONES.

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