16: La actividad química de los componentes de una solución
- Última actualización
- 30 oct 2022
- Guardar como PDF
( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\)
Frecuentemente nos interesan los procesos de equilibrio que ocurren en una solución a temperatura constante. Si somos capaces de encontrar las actividades de las especies que conforman la solución, podemos describir la termodinámica de dichos procesos. Se han desarrollado muchos métodos experimentales para la medición de las actividades de especies en solución. En general, la medición precisa de las actividades químicas es experimentalmente exigente. En este capítulo, consideramos algunos de los conceptos básicos involucrados. Nos enfocamos principalmente en solventes moleculares y solutos; es decir, moléculas neutras que existen como tales en solución. Introducimos un modelo simplificado, llamado el modelo de solución ideal, que a menudo es una aproximación útil, particularmente para soluciones diluídas. En las Secciones 16.16 a 16.18, tocamos los temas especiales que surgen cuando consideramos las actividades de los iones disueltos.
- 16.1: Soluciones cuyos componentes están en equilibrio con sus propios gases
- Una forma de encontrar actividades es encontrar la composición y presión de la fase gaseosa que está en equilibrio con la solución. Si los gases no son ideales, también necesitamos datos experimentales sobre los volúmenes molares parciales de los componentes en la fase gaseosa. La recolección de estos datos es factible para soluciones de líquidos moleculares volátiles. Para soluciones de electrolitos u otros componentes no volátiles, se requieren otros métodos.
- 16.2: Ley de Raoult y soluciones ideales
- Una solución ideal es una solución líquida homogénea que se encuentra en equilibrio con una solución de gas ideal en la que la presión de vapor de cada componente satisface la ley de Raoult que afirma una relación entre las fracciones molares en fase gaseosa y solución del soluto, la presión de vapor del líquido puro y la presión del sistema.
- 16.8: Cuando el soluto obedece la ley de Henry, el solvente obedece a la ley de Raoult
- Cuando el soluto obedece la ley de Henry y el solvente se comporta como un gas ideal en la fase gaseosa por encima de su solución, el solvente obedece a la ley de Raoult.
- 16.9: Propiedades de Ideal Solutions
- Hemos encontrado el potencial químico de cualquier componente en una solución ideal. Ahora encontremos algunas otras propiedades termodinámicas de una solución ideal. El valor de una propiedad termodinámica extensa de la solución será la suma de los valores de esa propiedad para los componentes puros separados más el cambio que se produce cuando estos componentes se mezclan.
- 16.11: Propiedades coligativas - Depresión del punto de congelación
- El punto de congelación de un disolvente puro, a una presión especificada, es la temperatura a la que el potencial químico del disolvente sólido puro es igual al potencial químico del disolvente de líquido puro. El punto de congelación de una solución es la temperatura a la que el potencial químico del disolvente sólido puro es igual al potencial químico del disolvente en fase de solución. El punto de congelación de la solución es menor que el punto de congelación del disolvente puro; esta diferencia es la congelación-p
- 16.12: Propiedades coligativas - Presión Osmótica
- Los fenómenos de elevación del punto de ebullición y depresión del punto de congelación implican relaciones entre la composición y la temperatura de equilibrio, a presión constante del sistema. Pasamos ahora a un fenómeno, la presión osmótica, que implica una relación entre la composición y la presión de equilibrio, a temperatura constante del sistema.
- 16.13: Propiedades coligativas - Solubilidad de un Soluto en una Solución Ideal
- Aunque el resultado tiene pocas aplicaciones prácticas, también podemos usar estas ideas para calcular la solubilidad de un soluto sólido en una solución ideal. Los argumentos son similares a los que utilizamos para estimar la depresión del punto de congelación de una solución. El punto de congelación de una solución es la temperatura a la que la solución está en equilibrio con su disolvente sólido puro. La solubilidad de un soluto es la fracción molar del soluto en una solución que está en equilibrio con el soluto de sólido puro.
- 16.14: Propiedades coligativas - Solubilidad de un Gas
- Que las solubilidades de los gases generalmente disminuyen con el aumento de la temperatura es una observación experimental bien conocida. Contrasta con la observación de que las solubilidades de sustancias líquidas o sólidas, a P y T, generalmente aumentan con el aumento de la temperatura. Nuestro análisis de la solubilidad del gas proporciona una interpretación teórica satisfactoria para una observación experimental que de otro modo parece ser contraintuitiva.
- 16.17: Actividades de los Electrolitos - El Coeficiente Medio de Actividad
- no podemos determinar experimentalmente la actividad o el coeficiente de actividad para un ión individual. El coeficiente de actividad medio se puede determinar experimentalmente en función de la molalidad, pero los coeficientes de actividad individuales no pueden. Es común presentar los resultados de las mediciones de actividad en soluciones electrolíticas como una tabla o una gráfica que muestre el coeficiente de actividad promedio en función de la molalidad salina. Debyend Hückel desarrolló tal teoría.
- 16.18: Actividades de los Electrolitos - La Teoría del Debye-Hückel
- La teoría de Debye-Hückel conduce a una ecuación para el coeficiente de actividad de un ion en solución. La teoría da valores precisos para la actividad de un ion en soluciones muy diluidas. A medida que aumentan las concentraciones de sal, disminuye la precisión del modelo de Debye-Hückel. Como regla general aproximada, la teoría da valores útiles para los coeficientes de actividad de iones disueltos en soluciones cuyas concentraciones totales de sal son menores de aproximadamente 0.01 molales. La teoría se basa en un modelo electrostático.
Miniatura: El efecto de la formación de soluciones sobre la entropía. (CC BY-SA-NC; anónimo por solicitud)
