1. Se dice que una disolución es ideal o perfecta si todos los componentes cumplen la Ley de Raoult que se describe como P_a=y_a·P

FALSO

La ecuación corresponde a la Ley de Daltonpor la que se determina la presión parcial que ejerce un componente del sistema en disolución a partir de la fracción molar de dicho componente en la fase gaseosa multiplicado por la presión total del sistema. La ley de Raoult en cambio sirve para determinar la presión parcial de un componente en disolución a partir de la presión en estado puro de ese mismo componente y la fracción molar de ese componente en la fase líquida. En ambos casos la relación es directamente proporcional.

1. Existen varias formas de definir las disoluciones ideales: (i) a partir del potencial químico; (ii) a partir de la Ley de Dalton; (iii) a partir de las funciones de mezcla

FALSO

Las formas equivalentes que existen para definir una disolución ideal se diferencian en el aspecto observado que se considera en cada caso. Esto se deduce a partir del potencial químico de la Ley de Raoult y de las funciones de mezcla en disoluciones ideales.

1. En una disolución en equilibro se cumple que el potencial químico asociado a un componente es el mismo en cada una de las fases que constituya el sistema

VERDADERO

Cuando un sistema que está formado por más de una fase se encuentra en el equilibrio, se cumple que la temperatura y la presión en cada una de las fases es la misma. Si además el sistema tiene más de un componente, el teorema de Gibbs indica que el potencial químico para cada componente del sistema es igual en cada una de las fases que lo constituyan, o lo que es lo mismo:

1. Los azeótropos son puntos en los que la composición del líquido es igual a la del vapor

VERDADERO

Cuando se forma una mezclaazeotrópica, la línea de condensación y de vaporización confluyen en un mismo punto, por tanto, la fracción molar de un componente en la fase líquida será igual a la fracción molar de ese componente en la fase vapor. Por este motivo, cuando se separa un componente de una fase líquida a una fase vapor por destilación, la máxima cantidad que será posible será la de la mezcla azeotrópica. Una vez alcanzado este punto, no se podrá seguir separando por destilación fraccionada.

Un ejemplo de mezcla azeotrópica se puede ver a continuación en la figura.

1. En una disolución diluida ideal, el disolvente cumple la Ley de Henry mientras que el soluto a baja concentración se ajusta a la Ley de Raoult

FALSO

Cuando una disolución es muy diluida, la fracción molar del disolvente (componente 1) es prácticamente la unidad (x₁ 1) mientras que la del soluto es prácticamente cero (x₂0). Cuando una disolución es ideal ambos componentes cumplen la ley de Raoult mientras que cuando una disolución diluida tiene un comportamiento ideal el soluto cumple la ley de Henry (P₂=K_H2·x₂)y el disolvente cumple la ley de Raoult ().

1. La ley de Henry se aplica en disoluciones diluidas en fase líquida y también para disolución de un gas en un líquido

VERDADERO

En disoluciones diluidas en fase líquida, el soluto a baja concentración cumple la Ley de Henry (P₂=K_H2·x₂). La ley de Henry también es aplicable en disoluciones de gases en líquidos donde el líquido (disolvente) cumple la ley de Raoult y el gas disuelto (soluto) cumple la ley de Henry según la cual la concentración de un gas en un líquido x₂ es proporcional a la presión ejercida por el gas que queda sin disolver (x₂c₂·P₂).

1. Las propiedades coligativas dependen de la cantidad del soluto y no tanto de la naturaleza del mismo. Son ejemplos de propiedades coligativas el descenso en la presión de vapor, ascenso ebulloscópico, descenso crioscópico y la presión osmótica

VERDADERO

La definición de propiedad coligativa puede explicarse a partir del descenso de la presión de vapor que sufre una disolución a medida que aumenta la cantidad de soluto disuelto. Cuando se tiene un disolvente puro, la presión parcial de la disolución es la del disolvente en estado puro (). Sin embargo, cuando se añade soluto, la presión de vapor total disminuye respecto al disolvente en estado puro ().De acuerdo con la Ley de Raoult, la disminución depende directamente de la cantidad de soluto (x₂) y no de su naturaleza.Por tanto, la definición de propiedad coligativa es correcta.

Otros ejemplos de propiedad coligativa son: ascenso ebulloscópico y descenso crioscópico directamente relacionados con la disminución de la presión de vapor que indica que a medida que una disolución tiene mayor cantidad de soluto ésta se vuelve menos volátil; o lo que es lo mismo, la temperatura de ebullición aumenta y la temperatura de fusión disminuye.

La presión osmótica es, por definición, la diferencia entre la presión parcial de la disolución y la del disolvente puro (). Por tanto, es otra propiedad coligativa porque depende de la cantidad de soluto que tengamos en disolución y no del tipo de soluto.

1. La solubilidad de un sólido en un líquido se expresa como , depende sólo de las propiedades del soluto , aumenta con la temperatura y con el calor de fusión

VERDADERO

De acuerdo con la expresión , la solubilidad ideal de un sólido en un líquido (x2) depende del calor de fusión del soluto () y de la temperatura de fusión del soluto () y de la temperatura de la disolución (T). Por tanto, de la expresión anterior se deduce que, la solubilidad depende sólo de las propiedades del soluto y no del disolvente; aumenta con  y disminuye con y aumenta con la temperatura de la disolución T.

1. Existen dos sistemas líquido-líquido parcialmente miscibles: los de temperatura crítica de disolución máxima y lo de temperaturas consolutas superior e inferior

FALSO

Existen tres tipos de sistemas líquido-líquido parcialmente miscibles: (i) los de temperatura crítica de disolución máxima; (ii) los de temperatura consoluta inferior; (iii) los de temperaturas consolutas superior e inferior.

1. Por definición en un sistema líquido-líquido de temperatura consoluta superior (TCS) e inferior (TCI) tendremos todo un rango de temperaturas TCI < t=»»>< tcs=»» en=»» el=»» cual=»» existirá=»» una=»» única=»» fase=»» líquida=»» (miscibilidad=»»>

FALSO

Cuando un sistema parcialmente miscible de temperaturas consoluta superior e inferior se encuentra a una temperatura que está entre TCS y TCI, los  dos líquidos son inmiscibles y tendremos dos fases. En cambio cuando T>TCS o T

1. Cuando no se puede asumir que una disolución se comporte de forma ideal tendremos que introducir el coeficiente de actividad, el cual multiplica a la fracción molar. Se representa por a_i y en solutos, es una medida de cuánto la disolución difiere de un comportamiento ideal.

FALSO

La definición de coeficiente de actividad es correcta sin embargo se expresa como  y el producto  es lo que se conoce como actividad ()

1. Para resolver equilibrios líquido-vapor de disoluciones reales se aplica la Ley de Raoult según P_i=P_i⁰·γ_i·x_iy la Ley de Henry según P_i=K_i·γ_i·x_i

VERDADERO

Cuando una disolución es real y existe un equilibrio líquido-vapor, el soluto cumple con la ley de Henry mientras que el disolvente cumple con la ley de Raoult. Sin embargo, por ser una disolución real y no una disolución diluida ideal, habrá que tener en cuenta el coeficiente de actividad. O, lo que es lo mismo:

L.RaoultàP₁=P₁⁰·γ₁·x₁(disolvente)

L. Henry àP₂= k₂·γ₂·x₂  (soluto)

1. Se define función de exceso como la diferencia entre la función de mezcla real y la de mezcla ideal e indica lo que una propiedad termodinámica excede (positiva o negativamente) de su valor ideal: X^E=X^M-X^M,id

VERDADERO

Sea una propiedad termodinámica X (donde X puede ser G, H, S, V o µ). Se conoce como función de mezcla, X^M a la diferencia que se produce cuando dos sistemas independientes o componentes puros se mezclan entre sí. Esto puede producirse en condiciones reales e ideales y precisamente la función en exceso de una propiedad termodinámica X^E es la diferencia entre la función de mezcla en condiciones reales respecto a la función de mezcla en condiciones ideales.

1. La energía libre de Gibbs estándar de formación se designa como  es una propiedad inherente a cada compuesto que representa la variación de energía libre en la reacción de formación de un mol de compuesto a partir de los elementos

VERDADERO

 se asocia a la reacción de formación de 1 mol de compuesto en condiciones estándares de presión y temperatura (1 atm y 25 ºC). Para calcular la variación de la energía libre estándar de formación, dada una reacción genérica aA+bBàcC+dD se calcula según:

Donde son los coeficientes estequiométricos, en este caso a,b,c,d.

1. La ecuación de Gibbs-Helmholtz se aplica cuando se quiera determinar la variación de energía libre a otra temperatura diferente a las tabuladas de referencia y se obtendrá integrando la ecuación:

VERDADERO

Si se pasa el término dT al otro lado de la ecuación nos queda

Si se integran ambos términos de la ecuación de Gibbs-Helmholtz, y se asume que la entalpía estándar es constante en el rango de temperatura estudiado (de modo que se puede sacar como una constante fuera de la integral) tenemos que:

Por tanto, a partir de los datos tabulados a 25 ºC se puede calcular la variación de entalpía a otra temperatura T₂.