RECONOCIMIENTO DE FASES

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es la fracción molar de i en la disolución liquida.

Pi0 es la presión de vapor del líquido i puro.

Ley de Henry

También conocida como disolución ideal (o idealmente diluida). En ella las moléculas de soluto prácticamente sólo interaccionan con moléculas de disolvente ya que la dilución del soluto es elevada. El soluto cumple la ley de Henry: “La presión parcial del soluto es proporcional a su fracción molar”.

Pi = ki xiL (xi  0 ; T = constante)

Puede demostrarse que cuando el soluto cumple la ley de Henry, el disolvente cumple la ley de Raoult.

Un gas tiene sus moléculas en constante movimiento y por lo tanto, estas moléculas chocan con los obstáculos que encuentran en el camino. Cuando el obstáculo es que el gas es la superficie de un líquido, en ocasiones, las moléculas con una velocidad de poco más puede penetrar en el líquido, momento de su disolución.

K= C

P

Donde:

P= es la presión parcial del gas.

C= es la concentración del gas.

K= es la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.

CANTIDADES MOLARES PARCIALES

Las propiedades extensivas de una solución dependen de la temperatura, presión y composición de la solución. Al analizar las propiedades de cualquier solución, no se puede emplear cantidades molares, así que se debe utilizar las cantidades molares parciales y la más fácil de entender es la del volumen molar parcial.

El volumen molar parcial de una sustancia es una mezcla de composición general que puede definirse en términos del incremento de volumen acaecido cuando 1 mol de la sustancia se añade a una muestra indefinidamente grande de la solución. La definición de volumen molar parcial ha dependido de la constancia de la composición original de la solución.

A temperatura y presión constante, el volumen de una solución es una función del número de moles de las diferentes sustancias que se encuentran presentes, es decir: VT = V (nA,nB…)

V es una función de estado que depende de las cantidades de A y B. Así pues, dV es una diferencial exacta que escribimos:

= VAdnA + VBdnB

Donde VA y VB son los volúmenes molares parciales de los componentes A y B. Por ejemplo, el volumen molar parcial VA indica la razón de cambio de volumen con el numero de moles del componente A manteniendo constantes a T, P y el componente B; alternativamente VA se puede considerar como incremento de volumen resultante de la adición de 1 mol del componente A a un volumen grande de solución de manera que su concentración se mantiene y la cantidad de VB se puede interpretar de manera similar.

Entonces para calcular el volumen de la solución se utilizará:

V= nA VA + nBVB

El concepto de cantidad molar parcial es extensible a cualquiera de las funciones termodinámicas de estado. Una de ellas es la función molar de Gibbs, también conocido como potencial químico:

Ahora μA y μB se interpreta como el cambio en la función de Gibbs de una muestra del sistema cuando se añade 1 mol de A o B a T y P constantes (o los coeficientes que dan el cambio de la función de Gibbs en un sistema que contiene nA de A y nB de B). La expresión de la energía total de Gibbs de una solución de dos componentes es similar a la ecuación para volúmenes donde los volúmenes molares parciales se cambian por el potencial químico.

El potencial químico proporciona un criterio para el equilibrio y la espontaneidad de un sistema, es decir si dG < 0 la transferencia de los moles de A a B será espontaneo y si dG > 0 el proceso será espontaneo de B a A.

TERMODINÁMICA DE LAS DISOLUCIONES

Como bien sabemos, las disoluciones (o soluciones) son mezclas y estas se van a diferenciar por medio de distintas características por ejemplo dependiendo de la naturaleza de la fase (será sólido, líquido o gas) o dependiendo del número de componentes (si es binaria, terciaria, cuaternaria, etc.).

La formación de las soluciones está regulada por los principios de la termodinámica. La mezcla espontánea de los gases está acompañada de un cambio en su composición y en consecuencia la energía de Gibbs va a disminuir.

La ecuación de la energía molar de Gibbs de un gas ideal:

G = G◦ + RT ln P / 1 Bar

En una mezcla de gases ideales, el potencial químico del i-ésimo componente es:

µi = µi◦ + RT ln P

1 Bar

Pi = presión parcial del componente i de la solución

µ◦ = potencial químico estándar del componente i a 1 Bar

Nota: Se puede omitir el término 1 Bar. Los valores resultantes de P son adimensionales.

Vamos a considerar dos mezclas, la mezcla de n1 moles del gas 1 a temperatura T y presión P con n2 moles del gas 2 a la mismas T y P. Antes de mezclarse, la energía total de Gibbs está dada por: G = n1 µ1 + n2 µ2, donde los potenciales químicos son los mismos que la energía molar, es decir:

G=n1 G1+n2 G2

Ginicial = n1 (µ◦1+ RTlnP)+ n2(µ◦2+RTlnP)

Energía libre del mezclado:

∆mezG = Gfinal – Ginicial

= n1RTlnX1 + n2RT ln X2

Con base en las reacciones:

X1 = n1 / n y X2 = n2 / n

n=número total de moles

∆mezG = n RT(X1 ln X1 + X2 ln X2)

∆mezG será negativa pues ln x1 y ln x2 son