Ley De Raoult y Henry

Universidad de Guayaquil Facultad de Ingeniería Química Ingeniería Química Química Analítica
4to Semestre "C" Ariel Baque Onofre

Propiedades Coligativas de las Disoluciones

Leyes de Raoult y Henry

Disminución de la presión de vapor de las disoluciones. Ley de Raoult.

La presión de vapor de todas las disoluciones de solutos no volátiles y no ionizados (que no sean electrólitos) es menor que la del disolvente puro. Lo cual queda expresado por la ley de Raoult: La disminución de lapresión de vapor que se observa (cuando el soluto no es volátil ni fónico) en toda disolución con respecto a la del disolvente puro, es directamente proporcional al número de moléculas (fracción molar) del soluto porunidad del volumen del disolvente.

Este hecho se debe a que las moléculas del soluto dificultan la evaporación de las moléculas del disolvente que están en la superficie de la disolución al disminuir la presión de vapor tiene que elevarse al punto de ebullición de la disolución y disminuir su punto de congelación con respecto al del disolvente puro. Es decir, que si llamamos P1 a la presión del vapor de la disolución, Po a la presión de vapor del disolvente puro yn1 y n2 al número de moléculas por unidad de volumen de disolvente y de soluto, expresaremos matemáticamente la Ley de Raoult así:

(1)

donde n1 - fracción molar del disolvente 

La disminución de la presión es la diferencia entre la presión de vapor del disolvente (Po) la de la disolución (P1)

Por lo que según la ecuación (1)

P = Po - Pon1 = Po (1-n1)

Como n2 = fracción molar del soluto = 

Entonces:

P = Pon2

Ejemplo 1

Hallar la disminución de la presión del vapor de una disolución acuosa 0.1 molal a 25 ºC.

Respuesta

Se tienen 0.1 moles de soluto (n2) en 1000 g de H2O (por ser disolución molal) o sea en de H2O.

La fracción molar del soluto = n2 = 

A 25 ºC la presión de vapor del agua (ver Tabla 4-1) es 23.6 inm de Hg y aplicando la Ley de Raoult por ser disolución diluída

Ejemplo 2

En 300 ml de agua a 21 ºC se disolvieron 25 g de glucosa ( C6H12O6). Calcular: (a) la presión de vapor de la disolución, (b) la disminución en la presión de vapor. La presión de vapor del agua a 21 ºC es de 18.65 mm de Hg.

Respuesta

El número de moles de la glucosa (C6H12O6 P.M. = 180) será:

El número de moles de agua (H2O; P.M. = 18) será:

fracción molar del disolvente

La presión de vapor de la disolución P1 será:

a) P1 = n1Po = 0.99 X 18.65 - 18.47 mm de Hg

b) P = Po – P1 = 18.65 mm de Hg - 18.47 mm de Hg, = 0.18 mm de Hg

Disoluciones de gases en líquidos. (Ley de Henry).

La solubilidad de un gas en un líquido disminuye al aumentar la temperatura. Para una temperatura constante, la concentración de un gas poco soluble en un líquido o el peso de un gas disuelto en un determinado volumen de líquido, es proporcional a la presión parcial del gas (Ley de Henry), siempre que esté muy diluida la disolución y el gas no reaccione con el disolvente. La ley de Henry queda expresada algebraicamente por:

P = KMs

En donde p es la presión parcial del gas que está en la fase gaseosa sobre el líquido. Ms es la fracción molar del gas disuelto en la fase líquida y K la constante de la ley, de Henry que es característica del gas que va como soluto y depende de la temperatura.

Ejemplo 

A 20 ºC el oxígeno gaseoso se disuelve un poco en agua, satisfaciendo la constante de la Ley de Henry de 2.95 X 107. ¿Cuántas moles de oxígeno (O2) se disolverán en 1000 g de agua, en las condiciones atmosféricas ordinarias, donde la presión parcial del oxígeno, Po2 es de 0.21 atm?

Respuesta

De donde:

Concentracion de Soluciones

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4to Semestre "C" Ariel Baque Onofre
Concentración de soluciones

La concentración se refiere a la cantidad de soluto que hay en una masa o volumen determinado de solución o solvente.  Puesto que términos como concentrado, diluido, saturado o insaturado son inespecíficos, existen maneras de expresar exactamente la cantidad de soluto en una solución. 

Molaridad

La molaridad se refiere al número de moles de soluto que están presentes por litro de solución.  Por ejemplo, si una solución tiene una concentración molar de 2.5M, sabemos que hay 2.5 moles de soluto por cada litro de solución.  Es importante notar que el volumen de solvente no es tomado en cuenta sino el volumen final de la solución. 

Molaridad = moles de soluto / litros de solución M = mol soluto / L solución

Ejemplo:

Calcule la molaridad de una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 0.75L de solución. 

Solución:

Primero se debe calcular el número de moles de soluto, dividiendo los gramos de soluto por la masa molar del soluto.

Moles Soluto = gramos soluto / masa molar soluto

Moles NaCl   =  32g NaCl   / 58.4g NaCl = 0.55 mol NaCl

Ahora, sustituyendo la fórmula M = mol soluto / L solución:

M NaCl = 0.55 mol NaCl / 0.75 L solución = 0.73 M

La concentración de la solución de cloruro de sodio es 0.73 M.

Molalidad

Otra unidad de concentración comúnmente utilizada es la molalidad, la cual expresa el número de moles de soluto por kilogramos de solvente utilizados en la preparación de la solución.  Si una solución tiene una concentración de 1.5 m, sabemos que contiene 1.5 moles de soluto por cada kilogramo de solvente.  En esta unidad, no es importante la cantidad final de solución que se obtiene. 

Molalidad = moles de soluto / kilogramos de solvente m = mol soluto /  kg  solvente

Ejemplo­:

Calcule la concentración molal de una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 10. kilogramos de solvente.

Solución:

En el ejemplo anterior se calculo que 32g de NaCl equivale a 0.55 moles de soluto.  Sustituimos la ecuación para molalidad, así:

m = 0.55 mol NaCl / 10. kg solvente = 0.055 m

La concentración de la solución de NaCl es de 0.055 m.

Normalidad

La normalidad es una medida de concentración que expresa el número de equivalentes de soluto por  litro de solución.  La definición de equivalentes de soluto depende del tipo de reacción que ocurre.  Para reacciones entre ácidos y bases, el equivalente es la masa de ácido o base que dona o acepta exactamente un mol de protones (iones de hidrógeno). 

Normalidad = equivalentes gramo de soluto / litros de solución N = equivalentes g soluto / L solución

Ejemplo:

Calcule la concentración normal de una solución que contiene 3.75 moles de ácido sulfúrico por litro de solución.

Solución:

Como cada mol de ácido sulfúrico es capaz de donar dos moles de protones o iones hidrógeno, un mol de ácido es igual a 2 equivalentes de soluto.  Puesto que hay 3.75 moles de soluto en la solución, hay 3.72 x 2 ó 7.50 equivalentes de soluto.  Como el volumen de solución es de 1 L, la normalidad de la solución es 7.50 N.

Otras unidades de concentración

La concentración de una solución también puede expresarse de las siguientes maneras:

Fracción Molar (Xi)	Xi = # moles de componente i        .        # total de moles de la solución
Porcentaje Masa/Masa (% m/m)	% m/m = gramos de soluto x 100           gramos de solución

UNIVERSIDAD DE GUAYAQUIL

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

INGENIERÍA QUÍMICA

QUÍMICA ANALÍTICA

TRABAJO AUTÓNOMO

Docente: Ing. Manuel Fiallos C.

Estudiante: Ariel Baque Onofre   Curso: 4to Semestre "C"

Preparación de la muestra: un paso crucial para el

análisis por GC-MS

Objetivo: Conocer las etapas que se tienen que llevar acabo para determinar cromatográficamente los analitos de una muestra en específico y reconocer los errores más comunes que se cometen al aplicar estos métodos.

Introducción

La finalidad de muchas propuestas de investigación es buscar fondos para adquirir un equipo analítico nuevo y de alta tecnología. Entre las máquinas “obligatorias” en un laboratorio instrumental siempre figura un cromatógrafo de gases (GC) acoplado a un espectrómetro de masas (MS), GC-MS. En este instrumento, se unen dos poderosas técnicas, la de separación (GC) y la espectroscópica (espectrometría de masas, MS), que se usan no sólo para detectar y cuantificar los analitos de un extracto multicomponente sino para identificarlos. 

La técnica GC-MS, a pesar de sus grandes avances y desarrollos, multifuncionalidad, sensibilidad y reproducibilidad alta, así como la facilidad de manejo y robustez, posee una limitación inherente, que reduce el número de sustancias que puede analizar, porque no todos los compuestos pueden ingresar al sistema GC-MS, sin que se empeore su funcionamiento. Esta limitación está relacionada con la volatilidad, la termoestabilidad, la polaridad y el peso molecular alto de los analitos de interés.

Las limitaciones en cuanto a la naturaleza química de las sustancias “compatibles” con la técnica GC-MS, involucran la necesidad de su aislamiento previo (extracción) a partir de la muestra (matriz) real. En la mezcla multicomponente, se encuentran generalmente tanto los analitos “amenos” al sistema instrumental GC-MS, como los no aptos para este análisis. A menudo, los componentes de interés se encuentran en concentraciones a nivel de trazas y se necesita un procedimiento de enriquecimiento (concentración y limpieza) del extracto, para poder detectarlos. El tipo y la diversidad de mezclas complejas que se procesan, es muy amplio e incluye muestras ambientales (aire, aguas, suelos), de origen biológico (especies vegetales, tejidos, células, fluidos fisiológicos, etc.), alimentos y bebidas, productos de química combinatoria, artículos de uso personal, drogas y evidencias forenses (residuos de incendios, explosivos, pinturas, etc.), entre muchos otros. Entre los compuestos analizables por GC-MS figuran los de interés ambiental, aromas y fragancias, drogas y sus metabolitos, pesticidas, solventes, acelerantes de incendios maliciosos, explosivos, aditivos de bajo y mediano peso molecular presentes en distintos productos finales, en polímeros o alimentos y productos naturales, entre otros.

La cadena analítica contiene los siguientes pasos:

• Muestreo
• Preparación de la muestra
• Separación
• Detección
• Análisis de datos

En los últimos años el desarrollo de diferentes técnicas de extracción y de preparación de la muestra ha experimentado un incremento excepcional, gracias a su importancia para el análisis instrumental. La elección correcta de la técnica de extracción depende de muchos factores. Entre éstos, figuran: 

1.     la naturaleza de la matriz (origen, estado de agregación, homogeneidad, estabilidad y representatividad) y del analito a aislar (su volatilidad, polaridad, reactividad y termoestabilidad, en qué concentración se encuentra y cómo está distribuido en la matriz)

2.     El propósito mismo del análisis, i.e., cualitativo o cuantitativo. 

3.     La necesidad de la confirmación de la estructura química del analito (identificación por técnicas espectroscópicas).

4.     La premura del análisis, es decir, qué tan urgente es el resultado (por ejemplo, para determinar el tipo de veneno o sustancia tóxica en el jugo gástrico, para aplicarle rápido un antídoto correcto a un paciente intoxicado).

5.     Las implicaciones legales que pueden representar los resultados de análisis obtenidos (por ejemplo, en campos forense, ambiental, control de doping).

6.     es importante saber si el método de extracción es conocido, regulado o debe ser establecido, optimizado y validado. Para los análisis de extractos por GC-MS, lo más importante es tener el extracto “limpio” (sin componentes no compatibles con esta técnica) y suficientemente concentrado, para que los analitos se encuentren en él en la concentración conmensurable con los niveles mínimos de detección/cuantificación del sistema GC-MS respectivo.

Resumen de la revisión

Aplicación	Metodología	Identificación de los temas principales	Resultado	Referencia
Preparación de la muestra en los análisis GC y GC-MS	Utilización de técnicas extractivas de preparación de la muestra. Extracción líquido-líquido (LLE) y en fase sólida (SPE).	Métodos de preparación de muestra Análisis cromatográfico GC y GC-MS	Análisis de cada uno de los métodos cromatográficos Revisión de errores con los resultados de una muestra. Las fallas no son de los equipos sino de quienes los operan	Chicago

Conclusión

El éxito del análisis cromatográfico depende fuertemente de una preparación esmerada de la muestra. El analista debe tener en cuenta la naturaleza química de los analitos de interés y de la matriz que los contiene, para seleccionar la técnica de muestreo apropiada. Se han logrado grandes avances en miniaturización, integración, selectividad, eficiencia, reproducibilidad, reducción de costos y robustez de las técnicas de muestreo, extracción y concentración, pero siguen siendo indispensables ciertas prácticas de aseguramiento de la calidad de la cadena analítica, tales como el uso de blancos, sustancias testigo, etapas de limpieza y réplicas.

Resumen video: HISTORIA DE LA QUÍMICA

Universidad de Guayaquil

Facultad de Ingeniería Química

Química Analítica

Trabajo grupal

Estudiantes:                                     Paralelo: C

·        Ana Soriano

·        Ariel Baque

·        Luis Barreiro

Historia de la Química

Desde los comienzos del siglo XIX queda atrás la alquimia, dejando la química ya como una ciencia; medio siglo más tarde experimenta un gran desarrollo la industria química, aquí comienza la revolución industrial, los Reyes, apoyaban a los químicos teniendo en cuenta la utilidad que podían tener en el desarrollo económico. Sin embargo el punto de partida de esta industria fue a finales del siglo XVIII con la fabricación del carbonato sódico realizada por Leblan, hecho que abre el paso a los productos de síntesis, siendo esta la primera síntesis industrial. 

Un siglo después Solvay descubre cómo obtener el carbonato sódico introduciendo amoniaco, cambiando su síntesis,  lo que evita la creación de los productos secundarios que afectaban a los humanos.

A principios del siglo XVIII en Europa despierta el interés por la fabricación de la porcelana, material que solo era elaborado en China, se hicieron estudios para elaborar la porcelana de los cuales tuvo éxito el alquimista Böttger.

En el siglo XVII se obtenía ácido sulfúrico por la combustión de azufre, después de varios años y cambios al proceso, se realiza la obtención con combustión de piritas en cámaras de plomo.

Nace la industria del colorante en el siglo XIX gracias a Perkin, en base a esto, Kekulé, inicia la química estructural lo cual promueve un avance en los productos farmacéuticos y perfumería.

Estos sucesos nos muestran la importancia de la investigación científica, y que a todo avance es gracias al conjunto de sucesos y hombres que han intervenido.