Chapter 11 Solutions and Their Properties(1) by hcj

VIEWS: 6 PAGES: 37

									Chapter  11c:    Solutions  and  Their 
               Properties
                               Some Factors Affecting Solubility    
Solubility
  The amount of solute per unit of solvent needed to form 
  a saturated solution

Miscible
  Mutually soluble in all proportions
 
Effect of Temperature on Solubility
  1.  Most  solid  substances  become  more  soluble  as 
       temperature rises
  2.   Most gases become less soluble as temperature rises
 
                                Some Factors Affecting Solubility

Effect of Pressure on Solubility
  1.   No effect on liquids or solids
  2.   The solubility of a gas in a liquid at a given 
       temperature is directly proportional to the partial 
       pressure of the gas over the solution, @ 25°C 

Henry’s Law           solubility = k x P

k = constant characteristic of specific gas, mol/L·atm

P = partial pressure of the gas over the sol’n 
                                 Some Factors Affecting Solubility

a)  Equal numbers of gas molecules escaping liquid and 
      returning to liquid 
b)   Increase pressure, increase # of gas molecules 
      returning to liquid, solubility increases
c)   A new equilibrium is reached, where the #’s of 
    escaping = # of returning 
                                       Example 9


Which of the following will become less 
  soluble in water as the temperature is 
  increased?

1) NaOH(s)

2) CO2(g)
                                            Example 10

The solubility of CO2 in water is 3.2 x 10-2 M @ 
  25°C and 1 atm pressure.  What is the Henry’s-
  Law constant for CO2 in mol/L atm?

solubility = k x P
             Physical Behavior of Solutions:
                 Colligative Properties

  • H2O              o    b.p. 100.0o C          f.p.  0.0o C
  • 1.00 m NaCl           b.p. 101.0o C                   o
                                                of.p. -3.7  C



Colligative properties:

Properties that depend on the amount of a dissolved solute but not
on its chemical identity

There are four main colligative properties:
       1. Vapor pressure lowering
       2. Freezing point depression
       3. Boiling point elevation
       4. Osmosis:
The vapor pressure of a solution is different from the
vapor of the pure solvent.

Two different cases:

1. solute is non-volatile
solute has no vapor pressure of its own
example: dissolving a solid
vapor pressure of the solution is always lower than that of the
pure solvent

2. solute is volatile
solute has its own vapor pressure
example: mixing 2 liquids
vapor pressure of the mixture is intermediate between the
vapor pressures of the two pure liquids
Vapor-pressure Lowering of Solutions: Raoult’s Law


 • Solutions with a Nonvolatile Solute




If the solute is nonvolatile and has no appreciable vapor pressure 
of its own (solid dissolved) the vapor pressure of the solution is 
always lower that that of the pure solvent.
         Solutions with a Nonvolatile Solute!!!

Raoult’s Law:     Psoln = Psolv · Xsolv

Psoln = vapor pressure of the solution
Psolv = vapor pressure of the pure solvent
Xsolv = mole fraction of the solvent in the solution 

Vapor pressure lowering is a colligative property (only
 dependent on amount of solute and not on its chemical identity!)
 
For ionic substances calculate the total moles of  solute particles, 
   1 mol NaCl will result in 1 mol Na+ and 1 mol 
Cl-  = 2 moles of particles
1 mol Na2SO4 will give 3 moles of particles
      Raoult’s Law applies to only Ideal solutions

1. Law works best when solute concentrations are low an d 
   when solute and solvent particles have similar intermolecular 
   forces.

2. Further complication is that at higher concentrations
   ionic compounds are not 100% dissociated.

  Example
  1 mol NaCl is only 90% dissociated
                           10% is undissociated

  resulting in less particles in solution than expected
Example 9


What is the vapor pressure (in mm Hg) of a solution 
 prepared by dissolving 5.00 g of benzoic acid 
 (C7H6O2) in 100.00 g of ethyl alcohol (C2H6O) at 
 35°C?  The vapor pressure of the pure ethyl 
 alcohol at 35°C is 100.5 mm Hg 
Psoln = Psolv · Xsolv              
                                   MM C7H6O2 = 122.12 g/mol
Psolv = 100.5 mm Hg                    MM C2H6O = 46.07 g/mol

                         1mol
a)    5 g C7H6O2 x  ----------  =  0.0409 mol
                       122.12g
 
b)    100 g C2H6O x 1 mol/ 46.07 g = 2.17 mol

c)     Xsolv =  2.17 mol / (0.0409 + 2.17 mol) = 0.982
 
                  Psoln = Psolv ·  Xsolv

            = 100.5 mm Hg ·  0.982 = 98.7 mm Hg 
      Solutions with a Nonvolatile Solute
Close-up view of part of the vapor pressure curve for 
  a  pure  solvent  and  a  solution  of  a  nonvolatile 
  solute.    Which  curve  represents  the  pure  solvent, 
  and which the solution?
       Why? 
Reason for vapor pressure lowering

DG = DHvap - T DS             DHvap = positive, disfavored
                              DS     = positive, favored

DHvap is (nearly) the same for a pure solvent and a solvent in
a solution

DS is different
solvent in a solution has more disorder than pure solvent
entropy of a solution is higher than the pure solvent
entropy of the vapor in both cases the same

Entropy increase for vaporization from a solution is smaller than
vaporization from a pure solvent

Less entropy increase means less favored
      Solutions with a Volatile Solute!! 
For a mixture of 2 volatile liquids A and B the overall vapor 
  pressure is the sum of the vapor pressure of the 2 
  components (Dalton’s law)

                          Ptotal = PA + PB

The vapor pressure for each component is calculated by
Raoult’s law: vapor pressure is equal to the mole  fraction of 
  A times the vapor pressure of pure A

Ptotal = PA + PB  =  (P0A · XA) + (P0B ·  XB)

P°A = vapor pressure of pure A         XA = mole fraction of A
P°B = vapor pressure of pure B         XB = mole fraction of B
            Solutions with a Volatile Solute
Close-up view of part of the vapor pressure curves for 
  two pure liquids and a mixture of the two.  Which 
  curves represent the pure liquids, and which the 
  mixture? 
Ptotal should be intermediate to A & B

Raoult’s law applies only to ideal solutions

Most real solutions show deviations
Example 10

What is the vapor pressure ( in mm Hg) of a sol’n 
 prepared by dissolving 25.0 g of ethyl alcohol 
 (C2H5OH) in 100.0 g of water at 25°C?  The vapor 
 pressure of pure water is 23.8 mm Hg and the 
 vapor pressure of ethyl alcohol is 61.2 mm Hg at 
 25°C 
Example 10
P°H2O = 23.8 mm Hg   
P°C2H5OH = 61.2 mm Hg   
 
XH2O = mole fraction of A
  25  g  C2H5OH  x  1  mol  /  46.07  g  =  0.543  mol   
  C2H5OH
  100.0 g H2O x 1 mol/ 18 g = 5.56 mol H2O
  XH2O = 5.56 /(5.56 + 0.543) = 0.91

XC2H5OH = mole fraction of B
  XC2H5OH = 0.543 / (0.543 + 5.56) = 0.09

Ptot = (23.8 x 0.91) + (61.2 x 0.09) = 27.2 mm Hg 
  Boiling Point Elevation and Freezing Point Depression 
                       of Solutions
A solution has a lower vapor pressure than the pure liquid. 
To reach the atmospheric pressure (boiling point) the
 temperature must be higher.

D Tb = Kb · m         Boiling point elevation
D Tf = Kf ·  m        Freezing point depression

  Kb = molal boiling-point elevation constant
  Kf = molal freezing-point depression constant
  m = molality
Example 11

What is the normal boiling point in °C of a solution 
 prepared by dissolving 1.50 g of aspirin (C9H8O4) 
 in 75.00 g of chloroform (CHCl3)?  The normal 
 boiling point of chloroform is 61.7 °C and Kb of 
 chloroform is 3.63 °C kg/mol 
 Example 11

DTb = Kb · m
m = mole solute / kg solvent
MM C9H8O4 = 180.16 g/mol
1.50 g C9H8O4 x 1 mol / 180.16 g = 0.00833 mol C9H8O4
 
75.00 g CHCl3 = 0.07500 kg CHCl3
 
m =0 .00833 mol C9H8O4 / 0.07500 kg CHCl3 = 0.111 m
 
DTb =  3.63 °C kg/mol  ·  0.111 mol/kg = 0.403 °C
 
Boiling point = 0.403 °C + 61.7 °C = 62.1 °C 
          Osmosis and Osmotic Pressure
Membranes are semipermeable materials
They allow water and other small molecules to 
pass through, but they block the passage of 
larger molecules or ions.
All living cells contain membranes
and osmosis is important in biological systems

Osmosis provides the primary means by which
water is transported into and out of cells

Osmosis is responsible for the ability of plant
roots to suck up water from the soil
Osmosis
Thermodynamic explanation

Every system wants to balance out the concentration


One side pure solvent
Other side solution           ordered system


The system tries to get into a more disordered
more randomness state

The entropy will increase

Osmosis is similar to diffusion
             Osmosis Pressure

1.  The  amount  of  pressure  necessary  to  achieve 
    equilibrium

2. P = MRT
    P  = osmotic pressure
    M = molarity
    R = gas constant, .08206 L atm/K mol
    T = temperature in Kelvin
Isotonic sodium chloride solution
The total concentration of dissolved
particles inside
red blood cells is 0.30 M.

What is the osmotic pressure at body
temp (310 k) ?
Isotonic sodium chloride solution
The total concentration of dissolved particles inside
red blood cells is 0.30 M.

What is the osmotic pressure at body temp (310 k) ?
All medical infusions must have the same osmotic
pressure
Otherwise the blood cells would burst!
Therefore isotonic NaCl solutions are injected

Q: What is the mass% of an isotonic NaCl solution?

Since the molarity in blood cells is 0.3 M, we need 0.15 M
NaCl (0.15 M Na+ and 0.15 M Cl-)

Na = 23.0 amu
Cl = 35.5 amu         NaCl = 58.5 amu

0.15 M NaCl = 58.5 x 0.15 = 9 g/L ; 0.9 mass%
Example 12

What osmotic pressure in atm would you expect for 
 a solution of 0.125 M C6H12O6 that is separated 
 from pure water by a semipermeable membrane at 
 310 K? 

P  = MRT

= (0.125 mol/L)(.08206 L atm/K mol)(310 K) = 3.18 
  atm 
Example 13

A solution of unknown substance in water at 300 K 
  gives rise to an osmotic pressure of 3.85 atm.  
  What is the molarity of the solution?

P = MRT
M = P/RT

M = 3.85 atm / [(.08206 L atm/K mol)(300 K)]

M = .156 mol/L
Some uses of colligative properties

1 Freezing-point depression
  - sprinkling of salt to melt snow
  - antifreeze in automobile cooling system
  - de-icing of airplane wings

2 Osmosis
  - desalination of seawater with reverse osmosis

3 Molar mass determination
  can use any four colligative properties
  most accurate is osmotic pressure, since the magnitude
  of osmosis effect is so great
Example 14
• What is the molar mass of sucrose if a 
  solution prepared by dissolving 0.822 g of 
  sucrose in water and diluting to a volume of  
  300.0 mL has an osmotic pressure of 149 
  mm Hg at 298 K? 
P = MRT
149 mm Hg x 1 atm / 760 mm Hg = 0 .196 atm

M = P /RT  
= 0.196 atm / [(0.08206 L atm/K mol)(298 K)] 
= 0.00802 mol/L

0.00802 mol/L x 1 L/1000 mL x 300 mL = 0.00241 mol
 
MM = mass of sucrose / moles of sucrose  
= 0.822 g / 0.00241 mol = 341.08 g/mol 
Summary

								
To top