Este documento proporciona información sobre un curso de Química II de la Universidad en primavera de 2006. Incluye detalles sobre el instructor, horario de clases, libro de texto, temas a cubrir por semana y fechas de exámenes. El calendario está sujeto a modificaciones que serán anunciadas en clase o por WebCT.

1. Solutions
University Chemistry II
Spring 2006
Instructor: Dr. Sarah A. Green
Office: Chem Sci. 607
Phone: 487-2048
Email address: sgreen@mtu.edu
Office hours: Wednesday 1:00–3:00 pm
Class time: MWF 11:05-11:55 Place: DOW 641
Lab Supervisor: Lorri Reilly, Chemical Sci. 508B, lareilly@mtu.edu ; 7-2044
Learning Center Coordinator: Lois Blau, Chem Sci. 206A lablau@mtu.edu; 7-2297
Textbook: Chemistry: The Central Science, 10th
edition, by Brown, LeMay, and Bursten.
Week Dates Chapter Topic
1 Jan 9-13 13 Solutions
2 Jan 16-20 14 Chemical Kinetics
3 Jan 23-27 15 Chemical Equilibrium
4 Jan 30-Feb 3 16 Acid-Base Equilibria
5 Feb 6-8 17 No class Friday: Winter Carnival
6 Feb 13-15 17, Review
EXAM 1 Feb 15, 6:00 pm 13-16 No class Friday, Feb 17
7 Feb 20-24 18 Environmental Chemistry
8 Feb 27-March 3 19 Thermodynamics
BREAK March 6-10
9 March 13-17 20 Electrochemistry
10 March 20-22 Review
EXAM II March 22, 6:00 pm 17-20 No class Friday, March 24
11 March 27-31 21 Nuclear Chemistry
12 April 3-7 22 Nonmetals
13 April 10-12 23 Metals
EXAM III April 12, 6:00 pm 21-23 No class Friday, April 14
14 April 17-21 25 Organic/Biochem
FINAL EXAM: Wednesday, April 26 from 10:15 am - 12:15 pm
This schedule is subject to modification. Any changes will be announced in class and posted to
the class via WebCT.

2. Solutions
Capítulo 13
Propiedades de las
Soluciones
Tomado de http://www.chemistry.mtu.edu/pages/courses/files/ch1120-sgreen/
Adaptado al español y corregido por Prof. Julio Alberto Clavijo Penagos
Bogotá, Colombia, 2010.
Chemistry, The Central Science
Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay, Jr.;
Bruce E. Bursten and Catherine J. Murphy

3. Solutions
Soluciones
• Una solución es una mezcla
homogénea de dos o más substancias
puras.
• En una solución, hay un componente
que está simepre en mayor proporción
que los otros, y se le llama solvente.
Los demás componentes, que se
distribuyen dentro del solvente, se
llaman solutos.

4. Solutions
Ejemplos de soluciones

5. Solutions
Cómo se forma una solución?
Los iones son rodeados por
el solvente, por eso se dice
que hay solvatación.
Si el solvente es agua, se
habla de hidratación.
Esta asociación ocurre por
fuerzas de interacción ion-
dipolo.

6. Solutions
El proceso de solución
Se puede considerar que
una solución ocurre en
tres etapas:
1. Separación de las
moléculas de soluto.
2. Separación de las
moléculas del solvente,
para crear ‘huecos’.
3. Formación de nuevas
interacciones entre soluto y
solvente, es decir,
mezclarlos.

7. Solutions
La energía que se
requiere para formar
una solución se llama
entalpía de solución,
DHsoln, y puede ser
positiva o negativa.
DHsoln = DH1 + DH2 + DH3
DHsoln (MgSO4)= -91.2 kJ/mol --> exotérmica
DHsoln (NH4NO3)= 26.4 kJ/mol --> endotérmica
Entalpía involucrada en el proceso de
solución

8. Solutions
Entalpía involucrada en el proceso de
solución
The enthalpy
change of the
overall process
depends on DH for
each of these steps.
Inicio
Fin Fin
Inicio
Proceso Exotérmico Proceso Endotérmico

9. Solutions
Why do endothermic processes
sometimes occur spontaneously?
Some processes,
like the dissolution
of NH4NO3 in water,
are spontaneous at
room temperature
even though heat is
absorbed, not
released.

10. Solutions
Enthalpy Is Only Part of the Picture
Entropy is a measure of:
• Dispersal of energy in
the system.
• Number of microstates
(arrangements) in the
system.
b. has greater entropy,
 is the favored state
(more on this in chap 19)

11. Solutions
Entropy changes during dissolution
Each step also involves a
change in entropy.
1. Separation of solute
particles.
2. Separation of solvent
particles to make
‘holes’.
3. Formation of new
interactions between
solute and solvent.

12. Solutions
SAMPLE EXERCISE 13.1 Assessing Entropy Change
In the process illustrated below, water vapor reacts with excess solid sodium
sulfate to form the hydrated form of the salt. The chemical reaction is
Does the entropy of the system increase or decrease?

13. Solutions
Disolución o Reacción?
• Una solución es un cambio físico, por lo que el soluto se
puede recuperar evaporando el solvente.
• Si se evapora el solvente y no se recupera el mismo
soluto, la sustancia no se disolvió sino que reaccionó y
quedó luego disuelto.
Ni(s) + HCl(aq) NiCl2(aq) + H2(g) NiCl2(s)
secar

14. Solutions
Tipos de Soluciones
• Solubilidad S
Es la máxima cantidad
posible de soluto que
se puede disolver en
una cnatidad de
solvente, a la
temperatura dada.
Se expresa en moles
de soluto sobre litros
de solución, mol/L.

15. Solutions
Tipos de Soluciones
• Solución Saturada
El Solvente tiene ya
disuelta la máxima
cantidad posible de
soluto a la
temperatura dada.
Hay sólido sin disolver
en contacto, en
equilibrio dinámico,
con la solución
saturada.

16. Solutions
• Solución Insaturada
El solvente tiene
disuelta una cantidad
de soluto menor a la
máxima posible a la
temperatura dada.
No hay soluto sin
disolver.
Tipos de Soluciones

17. Solutions
• Sobresaturada
El solvente tiene disuelta una cantidad de soluto
mayor a la que es normalmente possible disolver a la
temperatura dada. Generalmente, se logra calentando.
Estas soluciones son inestables; al agregar un “cristal
semilla ”, una impureza, o golpear el vaso, ocurre la
cristalización.
Tipos de Soluciones

18. Solutions
Degree of saturation
Unsaturated, Saturated or Supersaturated?
 How much solute can be dissolved in a solution?
More on this in Chap 17
(solubility products, p 739)

19. Solutions
Factores que afectan la solubilidad
• Generalmente se dice que “similar disuelve
similar”:
Sustancias polares tienden a disolverse en solventes
polares.
Sustancias apolares tienden a disolverse en solventes
apolares.

20. Solutions
Factors Affecting Solubility
The stronger the
intermolecular
attractions between
solute and solvent,
the more likely the
solute will dissolve.Example: ethanol in water
Ethanol = CH3CH2OH
Intermolecular forces = H-bonds; dipole-dipole; dispersion
Ions in water also have ion-dipole forces.

21. Solutions
Factors Affecting Solubility
Glucose (which has
hydrogen bonding)
is very soluble in
water.
Cyclohexane (which
only has dispersion
forces) is not water-
soluble.

22. Solutions
• La Vitamina A es soluble compuestos
apolares (como aceites).
• La Vitamina C es soluble en agua.
Factores que afectan la solubilidad

23. Solutions
Cuál vitamina
es soluble en
agua, y cuál
en aceite?

24. Solutions
Efecto de la Temperatura
Generalmente, la solubilidad de solutos sólidos en
solventes líquidos aumenta al aumentar la
temperatura.

25. Solutions
• Ocurre lo contrario para solutos gaseosos disueltos en
solventes liquidos: Aumentar la temperatura hace
bajar la solubilidad.
Las bebidas carbonatadas son más “buubujeantes” si se
guardan en el refrigerador.

26. Solutions
Gases in Solution
• In general, the
solubility of gases in
water increases with
increasing mass.
Why?
• Larger molecules
have stronger
dispersion forces.

27. Solutions
Gases in Solution
QuickTime™ and a
TIFF (LZW) decompressor
are needed to see this picture.

28. Solutions
Efecto de la Presión
• La solubilidad de
líquidos y sólidos no
cambia apreciablemente
con la presión.
• De otro lado, la
solubilidad de un Gas
en un líquido es
directamente
proporcional a su
presión.
Aumentar
la presión
sobre la
solución
provoca
que más
gas se
diseulva.

29. Solutions
Ley de Henry
Sg = kPg
donde
• Sg es la solubilidad del
gas, en mol/L;
• k es la constante de ley
de Henry para el gas
en el solvente dado, en
mol/(atm*L;)
• Pg es la presión parcial
del gas sobre el
líquido, en atm.

30. Solutions
Henry’s Law
Sg = kPg
k for N2 at 25°
=6.8 x 10-4 mol/L atm

31. Solutions
Formas de expresar
la concentración de
las soluciones

32. Solutions
Porcentaje de masa o p/p
% p/p de A =
g de A disueltos
G totales de la solución
 100
Porcentaje de volumen o v/v
% v/v de A =
mL de A disueltos
mL totales de la solución
 100
Porcentaje peso a volumen o p/v
% p/v de A =
g de A disueltos
mL totales de la solución
 100

33. Solutions
Partes por Millón y
Partes por Billón
ppm =
g de A disueltos
g totales de solución
 106
Partes por Millón (ppm)
Partes por Billón (ppb)
ppb =
g de A disueltos
g totales de solución
 109

34. Solutions
moles de A
Moles totales en solución
XA =
Fracción molar(X)
• Algunas veces, es necesario calcular la
fracción molar de solvente y no la del
soluto, por lo que se debe calcular con
cuidado.

35. Solutions
moles de soluto
L de solución
M =
Molaridad (M)
• Como el volume varía al variar la
temperatura, la molaridad puede
cambiar al cambiar la temperatura de la
solución.

36. Solutions
moles de soluto
Kg de solvente
m =
Molalidad (m)
Como ni la masa ni las moles cambian
al cambiar la temperatura, la molalidad
no depende de la temperatura.

37. Solutions

38. Solutions
SAMPLE EXERCISE 13.4 Calculation of Mass-Related Concentrations
(a) A solution is made by dissolving 13.5 g of glucose (C6H12O6) in 0.100 kg of water. What is the mass
percentage of solute in this solution? (b) A 2.5-g sample of groundwater was found to contain 5.4 g of Zn2+
What is the concentration of Zn2+ in parts per million?
PRACTICE EXERCISE
(a) Calculate the mass percentage of NaCl in a solution containing 1.50 g of NaCl in 50.0 g of water. (b) A
commercial bleaching solution contains 3.62 mass % sodium hypochlorite, NaOCl. What is the mass of NaOCl
in a bottle containing 2500 g of bleaching solution?
PRACTICE EXERCISE
A commercial bleach solution contains 3.62 mass % NaOCl in water. Calculate (a) the molality and (b) the mole
fraction of NaOCl in the solution.

39. Solutions
Propiedades Coligativas
• Las Propiedades Coligativas dependen
solamente de la cantidad de soluto
disuelto, no de la naturaleza química
del mismo.
• Son cuatro propiedades:
Descenso de la presión de vapor
Aumento del punto de ebullición
Descenso del punto de congelación
Presión osmótica

40. Solutions
1. Descenso en la presión de
vapor del solvente
Cuando el solvente está
puro, hay un equilibrio
de moléculas pasando
continuamente del
líquido al vapor y
viceversa, y la cantidad
de solvente como gas
tiene un valor fijo
denominado presión de
vapor.

41. Solutions
La presencia del soluto
retarda el paso del
solvente desde el
líquido hacia el vapor,
lo que hace que haya
menos solvente como
gas en forma de vapor,
es decir, la presión de
vapor del solvente
desciende

42. Solutions
Entonces, la presión de vapor de una solución
siempre es menor a la del solvente puro. Esto
es el Descenso en la Presión de Vapor.

43. Solutions
Vapor Pressure

44. Solutions
Ley de Raoult
PA = XAPA
donde
• XA es la fracción molar del componente A
• PA es la presión de vapor del solvente
puro a la temperatura dada.
NOTA: En ésta, como en las demás
propiedades coligativas, es el soluto quien
afecta al solvente.

45. Solutions
SAMPLE EXERCISE 13.8 Calculation of Vapor-Pressure Lowering
Glycerin (C3H8O3) is a nonvolatile nonelectrolyte with a density of 1.26 g/mL at 25°C. Calculate the vapor
pressure at 25°C of a solution made by adding 50.0 mL of glycerin to 500.0 mL of water. The vapor pressure of
pure water at 25°C is 23.8 torr (Appendix B).
PRACTICE EXERCISE
The vapor pressure of pure water at 110°C is 1070 torr. A solution of ethylene glycol and water has a vapor
pressure of 1.00 atm at 110°C. Assuming that Raoult’s law is obeyed, what is the mole fraction of ethylene
glycol in the solution?

46. Solutions
Aumento del Punto de Ebullición y
Descenso del Punto de Congelación
Tf
0
Tb
0

47. Solutions
2. Aumento del Punto de Ebullición
La presencia del soluto provoca un mayor punto de
ebullición para la solución, un DTb:
DTb = Kb  m i
donde Kb es la constante ebulloscópica, y
pertenece sólo al solvente.
Para hallar Tb de la solución, .0
bbb TTT D

48. Solutions
3. Descenso del Punto de Congelación
• La presencia del soluto también provoca un menor
punto de congelación para la solución, un DTf :
DTf = Kf  m i
Donde Kf es la constante crioscópica del solvente.
Para hallar Tb de la solución, .0
fff TTT D

49. Solutions
En ambos casos, DT no
depende de cuál soluto es,
sino solamente de cuántas
partículas hay disueltas; si el
soluto no iónico, i vale 1, y si
es iónico, i es la cantidad de
iones que tenga el soluto.
Por ejemplo, para el azúcar
(sacarosa), i = 1, para el NaCl,
i = 2, y para el Ca(OH)2, I = 3.
DTb = Kb  m i
DTf = Kf  m i
Aumento del Punto de Ebullición y
Descenso del Punto de Congelación

50. Solutions
Colligative Properties of
Electrolytes
Because these properties depend on the number of
particles dissolved, solutions of electrolytes (which
dissociate in solution) show greater changes than those
of nonelectrolytes.
e.g. NaCl dissociates to form 2 ion particles; its limiting
van’t Hoff factor is 2.

51. Solutions
Colligative Properties of
Electrolytes
However, a 1 M solution of NaCl does not show
twice the change in freezing point that a 1 M
solution of methanol does.
It doesn’t act like there are really 2 particles.

52. Solutions
van’t Hoff Factor
One mole of NaCl in
water does not
really give rise to
two moles of ions.

53. Solutions
van’t Hoff Factor
Some Na+ and Cl−
reassociate as
hydrated ion pairs,
so the true
concentration of
particles is
somewhat less than
two times the
concentration of
NaCl.

54. Solutions
The van’t Hoff Factor
• Reassociation is
more likely at higher
concentration.
• Therefore, the
number of particles
present is
concentration
dependent.

55. Solutions
The van’t Hoff Factor
We modify the
previous equations
by multiplying by the
van’t Hoff factor, i
DTf = Kf  m  i
i = 1 for non-elecrtolytes

56. Solutions
Fundamento de la Ósmosis
• Un membrana es Semipermeable cuando
permite el paso de unas partículas pero no de
otras.
• En sistemas biológicos, están en nuestras
paredes celulares, y la mayoría de ellas dejan
pasar agua hacia uno y otro lado, pero
bloquean muchos solutos.

57. Solutions
En la ósmosis, hay un movimiento de solvente desde el
lugar de mayor presencia de solvente (menor
concentración de soluto) hacia el lugar de menor presencia
de solvente (mayor concentración de soluto).
El agua tiende a igualar las concentraciones en ambos
lados.

58. Solutions
4. Presión Osmótica
• La presión requerida para detener la
ósmosis se llama presión osmótica :
n
V
 = ( )RT = MRT
donde M m es la molaridad de la solución
Si la presión osmótica en ambos lados de una
membrana es igual (i.e., las concentraciones en
ambos lados son iguales), las soluciones son
isotónicas.

59. Solutions
Ósmosis en células
sanguíneas
• Si la concentración de
soluto fuera de la célula
es más grande que al
interior, la solución es
hipertónica.
• El agua sale de la célula,
lo que se denomina
crenación.

60. Solutions
Ósmosis en células
sanguíneas
• Si la concentración de
soluto fuera de la célula
es menor que al interior,
la solución es hipotónica.
• El agua entra a la célula,
y si entra demasiado, la
célula se rompe, lo que
se denomina hemólisis.

61. Solutions

62. Solutions
Molar Mass from
Colligative Properties
We can use the
effects of a colligative
property such as
osmotic pressure to
determine the molar
mass of a compound.

63. Solutions
Colloids:
Suspensions of particles larger than
individual ions or molecules, but too small to
be settled out by gravity.

64. Solutions
Tyndall Effect
• Colloidal suspensions
can scatter rays of light.
• This phenomenon is
known as the Tyndall
effect.

65. Solutions
Colloids in Biological Systems
Some molecules have
a polar, hydrophilic
(water-loving) end and
a nonpolar,
hydrophobic (water-
hating) end.

66. Solutions
Colloids in Biological Systems
Sodium stearate
is one example
of such a
molecule.

67. Solutions
Colloids in Biological Systems
These molecules
can aid in the
emulsification of fats
and oils in aqueous
solutions.

68. Solutions
END Chap 13