Química

Algunas soluciones cuyos componentes son volátiles respetan una relación que dice que la relación entre la presión de vapor parcial de cada componente y la presión de vapor del componente puro es aproximadamente igual a la fracción molar del componente en cuestión. Esta relación fue descrita por el químico francés François Raoult, y las soluciones de este tipo se denominan soluciones ideales. La expresión matemática de esta relación, llamada Ley de Raoult es:

Dónde , y son la presión de vapor, la fracción molar y la presión de vapor pura del componente A respectivamente.

Se observó que en soluciones diluidas reales la presión de vapor también es proporcional a la fracción molar del componente, sin embargo, la constante de proporcionalidad no es la presión de vapor de la sustancia pura sino una constante empírica. Esta relación se conoce como Ley de Henry y establece que:

Dónde se llama Constante de Henry y depende de la sustancia y la temperatura. En este caso, el compuesto A es un soluto a bajas concentraciones. Las soluciones en las que el soluto obedece a la ley de Henry y el disolvente obedece a la ley de Raoult se denominan soluciones diluidas ideales.

La ley de Henry permite, entre otras cosas, el estudio de la solubilidad de los gases. Es posible notar que la cantidad de gas disuelto es proporcional a la presión de ese gas en la superficie de la solución. Esto es consistente con la noción de equilibrio químico, donde podemos imaginar la reacción de disolver el gas A en agua:

Como era de esperar, el aumento de presión de A_(gramo) debe aumentar la cantidad de A_(aquí). La segunda observación experimental es que la constante de Henry disminuye con la temperatura. Esto puede explicarse por la agitación térmica, las soluciones más calientes tienen una agitación molecular más alta y, por lo tanto, el gas se libera del líquido con mayor facilidad.

Para aplicaciones prácticas, la ley de Henry se usa en una forma ligeramente diferente. La fracción molar del compuesto se reemplaza por la molalidad, representada por b:

Donde la molalidad se define como la cantidad de moles de soluto dividida por la masa de solvente en kilogramos.

La siguiente tabla presenta algunos valores de K para gases a 25 ° C:

Como se puede ver en la ecuación anterior, cuanto menor es K, más soluble es el gas. Luego vemos que, para las moléculas de la tabla, que son no polares, cuanto más grande y más polarizable es su estructura, mayor es su solubilidad en agua.

Como ejemplo, podemos obtener la solubilidad del CO_dos con los datos de la tabla considerando que se aplica una presión parcial de 5 kPa sobre la solución:

La cual se puede expresar en concentración molar conociendo la densidad de la solución, asumiendo que la solubilidad del CO es 1.00 kg / L_dos en estas condiciones es 1,66 mmol / L.

Referencia

ATKINS, PW; PAULA, Julio de. Fisicoquímica. 8. ed. Río de Janeiro: LTC, 2008. 2 v. ISBN 9788521616009 (v.1).

El proceso de difusión fraccionada se utiliza como método para separar isótopos por difusión mediante el uso de paredes porosas. En este proceso, el isótopo más pesado se difunde más lentamente. Dependiendo de la diferencia de masa entre los isótopos, la separación se realiza en mayor o menor número de etapas. LOS Ley de Graham, que regula y caracteriza el fenómeno, dice que “La tasa de efusión de los gases es inversamente proporcional a las raíces cuadradas de sus pesos moleculares.«¹, de acuerdo con la siguiente ecuación, en la que V representa la velocidad del gas y METRO su peso molecular.

«Thomas Graham fue un químico británico que estudió la efusión de gas y creó la ley que la explica.«^dos. Esta ley química se cumple cuando los gases se someten a la misma presión y temperatura. Así, cuanto más ligera sea la sustancia en relación a la otra, más fácil será separarla, ya que la diferencia porcentual de sus masas tiende a ser mayor.

En este sentido, los términos difusión y efusión merecen ser destacados, ya que no pueden utilizarse como sinónimos.

En el laboratorio, la Ley de Graham se puede confirmar mediante la reacción química en fase gaseosa entre los gases de ácido clorhídrico (HCl) y amoniaco (NH)₃), de acuerdo con los pasos a continuación:

1. Tome un tubo delgado e incoloro el mayor tiempo posible.

dos. Cierre ambos extremos con hisopos de algodón.

3. Al mismo tiempo, deje caer HCl en un extremo e hidróxido de amonio (NH₄OH) en el otro, ambos de concentración 1 molar, y esta base liberará el NH₃ gaseoso. Como estas dos sustancias son volátiles, los vapores de HCl y NH₃ se difundirá a través del interior del tubo y reaccionará en el punto de contacto, formando una neblina blanca de NH₄Cl, según la siguiente ecuación:

HCl_(gramo) + NH_{3 (g)} → NH₄Cl_(s)

4. Tenga en cuenta las distancias cubiertas por los gases.

5. Repita el procedimiento dos veces más, trabajando con valores medios.

6. Si es necesario, repita el experimento una segunda vez, duplicando las concentraciones de reactivo, o una tercera vez, trabajando con reactivos concentrados.

Luego se verificará que esta niebla estará más cerca del final donde se goteó HCl (de mayor peso molecular) que del final que contiene NH₃ (de menor peso molecular).

En el experimento descrito, se debe trabajar con el equipo de protección personal (EPP) adecuado y bajo un sistema de escape químico (campana), ya que los dos reactivos utilizados tienen alta toxicidad.

Referencias:
1. http://www2.fc.unesp.br/lvq/exp04.htm
2. http://www.colegioweb.com.br/quimica/difusao-e-efusao-gasosa.html

LOS ley de partición o distribución, también llamado Ley de partición de Nernst en honor al físico-químico alemán Walther Nernst que estudió el tema, establece una relación de equilibrio entre un soluto disuelto en dos fases inmiscibles.

Supongamos que en un líquido A se disuelve cierta cantidad de soluto S, si se pone en contacto una segunda fase B inmiscible con A con esta solución, se llevará a cabo un proceso de extracción, donde el soluto S se trasladará lentamente a la fase B.

La transferencia de materia tiene lugar hasta cierto punto, donde los sistemas se equilibran. Se observa que las concentraciones en las fases A y B se pueden relacionar según la expresión matemática de la ley de partición:

Donde C es la concentración de soluto y K es la distribución o coeficiente de partición. En el ejemplo anterior, cuanto mayor es el coeficiente de reparto, mayor es la concentración del soluto en A.

El coeficiente de reparto depende de la naturaleza de los líquidos y de la afinidad del soluto por ellos, este valor también varía según la temperatura, presión y pH de las soluciones.

Básicamente, hay dos formas de interpretar esta expresión. Desde un punto de vista cinético, entendemos que, en equilibrio, la velocidad con la que se transfiere el soluto de la fase A a la fase B es la misma que en el proceso contrario. Desde un punto de vista termodinámico, decimos que en equilibrio las dos fases tienen el mismo potencial químico.

También son importantes las consideraciones sobre la naturaleza de las sustancias implicadas. Las fases A y B deben ser inmiscibles, por lo que en general este tipo de sistema involucra un líquido polar y un líquido apolar. En este sentido, los solutos no polares, como los hidrocarburos, preferirán disolverse en la fase no polar, mientras que los solutos polares, como las sales, se concentrarán en la fase polar.

Un sistema de partición típico es octanol / agua. Este sistema está ampliamente estudiado y tiene aplicaciones en biología y farmacología. El coeficiente de partición en este caso es:

Suponga que agregamos 0.1 mol de n-butanol en un sistema donde tenemos 200 mL de octanol y 400 mL de agua. Suponiendo que el coeficiente de distribución del n-butanol es de 7,4 podemos calcular la concentración en cada una de las fases. expresando K_OA dependiendo de la cantidad de lunares que tengamos:

También sabemos que la suma del número de moles de n-butanol en cada fase debe ser igual al número total de moles:

Finalmente, usamos el volumen de cada fase para calcular la concentración:

Usando la ley de partición de Nernst, pudimos describir este sistema.

El grado de ionización de un ácido indica el porcentaje o fracción molar de iones H₃O⁺ formado por la liberación de iones H⁺ de un ácido de Arrhenius o anión correspondiente en relación con la cantidad inicialmente añadida. Así, si 1 mol de ácido monoprótico HA se diluye en agua líquida pura y, de esta cantidad de materia, 0,05 mol está completamente ionizado, se puede decir que el grado de ionización será del 5% o α = 0,05. Por tanto, el 95% del ácido (0,95 mol) permanecerá en forma molecular:

La constante de ionización de un ácido tiene en cuenta la concentración de las especies involucradas y no solo la cantidad de materia. Para esta reacción:

Es de destacar que la concentración de H_dosO ya está incorporado al valor de K_los, el cual, por ser un solvente cuya concentración es extremadamente alta (incluso porque las concentraciones de H₃O⁺ y oh^– son del orden de 10^-7 M) no es parte del denominador de la ecuación constante.

Otro punto a destacar es que la concentración de HA no será la misma que la inicial, ya que una parte de ella sufrió ionización. Por lo tanto, el número de moles de iones de aniones o hidroxones debe «descontarse» del total.

LOS Ley de dilución de Ostwald se describe con precisión como la relación matemática entre el grado de ionización α (en fracción molar) y la constante de equilibrio K_los.

De la definición de concentración proviene:

Aplicando en la fórmula de K_los:

De la definición de grado de ionización proviene:

Considerando el «descuento» en el número de moles de HA (inicialmente igual an_HAY y ahora como n_HAY – α. no_HAY) y sustituyendo en la fórmula de K_los:

Y, como n_HAY/ V = ​​concentración inicial M del ácido, finalmente:

Si el ácido tiene un grado de ionización muy pequeño, el valor 1-α se puede aproximar a 1, así:

Es importante recordar que esta relación solo se puede utilizar en reacciones de ionización de ácido monoprótico (con un átomo de hidrógeno ionizable) o poliprótico considerando solo una ionización a la vez (ya que los valores de α y M cambiarán con cada disociación).

En los fenómenos de difusión, cuando un soluto es transportado por un líquido o fluido gaseoso de un medio más concentrado a uno menos concentrado, o por ósmosis (cuando el fluido involucrado es agua), los términos hipertónico y hipotónico definen el análisis de movimiento y dirección de partículas cuando se separan de un medio con diferente concentración.

Un medio hipertónico es precisamente aquel que presenta una mayor concentración de soluto en relación a otro medio. Esto, a su vez, es hipotónico en relación con el primero. Por lo tanto, estas clasificaciones solo pueden usarse en un sentido comparativo y no como una definición primaria de la característica osmótica de una solución.

Ejemplos:

1) En un caso extremo, al poner sal doméstica en algunas hojas de lechuga, se puede observar que después de un tiempo se marchitan. Esto se debe a que el agua presente en las hojas fluye para disolver la sal agregada: por lo tanto, la sal actuaría como un medio hipertónico en relación con las hojas de lechuga; mientras que lo mismo que un medio hipotónico.

Es de destacar que no se aplica la clasificación de la sal como solución altamente concentrada, ya que se encuentra en estado sólido. La clasificación como medio asume una posición más aceptable.

2) Un glóbulo rojo (la célula que forma la sangre) se encuentra en estado turgente cuando se coloca en un medio hipotónico en relación con él. De esta forma, el agua fluye de afuera hacia adentro (a diferencia del flujo del ejemplo anterior) y existe el riesgo de que el glóbulo rojo se rompa (hemólisis).

3) Si la célula en cuestión fuera de una planta, por existir una pared celular suficientemente resistente, solo presentaría turbidez o plasmólisis (cuando se inserta en un medio hipertónico).

La ósmosis inversa, como su nombre indica, se produce cuando se elimina un disolvente de un soluto a través de una presión determinada (contrariamente al gradiente de concentración, el principio de existencia de difusión en general). Por tanto, se utiliza una membrana permeable únicamente al disolvente.

Algunos ejemplos de ósmosis inversa son:

• Desalinización de agua de mar (aunque se pueden utilizar otros métodos para la separación);
• Desmineralización de agua para la producción y uso de fármacos en procedimientos clínicos (como hemodiálisis);

Esta técnica se vuelve más viable técnica y económicamente cuando los solutos son de masa molecular baja. Dado que la presión suministrada es relativamente alta y el proceso puede ser muy lento.

Fuentes:
http://www.hsw.uol.com.br/questao29.htm (acceso el 29/05/2011)
http://www.geafiltration.com/Portuguese/Tecnologia/osmose_reversa.htm (acceso el 29/05/2011)