Disoluciones.

Las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto, se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una disolución se utiliza una magnitud denominada concentración.

Diluciones.

Es un proceso en el cual siempre se parte de una disolución concentrada a la cual se le adiciona mayor volumen de disolvente, esto ocasiona que se modifiquen la concentración y el volumen de la disolución resultante, pero que permanezca igual la cantidad de soluto empleada para preparar la disolución inicial.

En la dilución la cantidad de disolvente aumenta, la concentración disminuye, pero la masa del soluto permanece constante.

C_i V_i = C_f V_f

C_{i = concentración inicial.}

V_{i= volumen inicial.}

C_{f = concentración final.}

V_{f= volumen final.}

_EJERCICIO.

_{1)       ¿Qué cantidad de metanol al 95% necesito para preparar dos litros de metanol al 60%?}

C_{i = 95%}

V_i=

C_{f = 60%}

V_{f= 2 L}

_{De la formula antes dada, despejamos el volumen inicial.}

V_i = (C_f V_f) / C_i

V_i = (60%) (2 L) / (95%) = 1.26 L

_{Partes por millón.}

Es una unidad de medida de concentración. Se refiere a la cantidad de unidades de la sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto.

Es un concepto análogo al de porcentaje, sólo que en este caso no es partes por ciento sino por millón.Se podría tomar la siguiente equivalencia:

10.000 ppm = 1 %

Es decir que 10.000 ppm equivalen al uno por ciento. De lo anterior, se puede deducir que esta unidad es usada de manera análoga al porcentaje pero para concentraciones o valores mucho más bajos. Por ejemplo cuando se habla de concentraciones de contaminantes en agua o en aire, disoluciones con muy bajas concentraciones o cantidad de partículas de polvo en un ambiente, entre otros. Un ejemplo podría ser las mediciones de concentración de un contaminante en el aire cuyo valor máximo permisible sea 500 ppm. Tratar de escribir eso en porcentaje sería poco práctico pues sería mucho menor a 1 %.

En el caso de disoluciones acuosas, una parte por millón (1 ppm) equivale a un miligramo de soluto por litro de disolución. O lo que es lo mismo, un microgramo de soluto por mililitro.

Ejercicios.

Ejemplo 1: se han detectado 12 mg de sustancia radioactiva en un depósito de 3 m³ de agua. Calcular la concentración:

Peso de sustancia analizada = 12 mg = 1,2·10^-5 kg

Peso de los 3 m³ de agua = 3.000 kg

ppm = (1,2 · 10^-5 / 3.000) · 10⁶ = 0,004 ppm

Ejemplo 3: en un control sanitario se detectan 5 mg de mercurio (Hg) en un pescado de 1,5 kg. Calcular la concentración:

Peso de mercurio = 5 mg = 5 ·10^-6 kg

Peso del pescado = 1,5 kg

ppm = (5 · 10^-6 / 1,5) · 10⁶ = 7,5 ppm 

Normalidad.

La Normalidad es una concentración de las disoluciones utilizada en los procesos de neutralización y titulación entre sustancias ácidas y básicas. Este tipo de concentración relaciona los equivalentes gramo del soluto por los litros de solución.

En este tipo de concentración utilizaremos otra unidad química de masa denominada Equivalencia-gramo (Eq-g) que corresponde a la cantidad de materia que de manera proporcional intervendrá en los cambios químicos o bien a la medida de poder de combinación que se utiliza para cálculos en reacciones químicas.

Equivalente –gramo de un elemento = peso atómico /número de oxidación

Equivalente –gramo de un ácido = peso molecular/número de H ⁺

Equivalente –gramo de una base = peso molecular/número de OH

Equivalente –gramo de una sal =peso molecular/carga del anión o catión

Ejemplos:

Elementos

      Al³⁺                Eq-g Al³⁺ =27g/3 =9g                1Eq-g Al³⁺ =9g

 S2-                Eq-g S2- =32g/2=16g                1Eq-g S2- =16g

Ácidos

HCl                  Eq-g HCl=36.5g/1=36.5g          1Eq-g HCl=36.5g

H₂SO₄             Eq-g H2SO4 = 98g/2=49           1Eq-g H₂SO₄=49g

Bases

NaOH              Eq-g NaOH= 40g/1=40g            1Eq-g NaOH =40g

Al (OH)₃          Eq-G Al (Oh)₃=78g/3=26g         1Eq-g Al (OH)₃=26g

 Sales

K₂SO₄              Eq-g K₂SO₄ =174g/2=87g          1Eq-g K₂SO₄ =87g

8. – Al₂(SO₄)₃   Eq-g Al₂(SO₄)₃=342g/6=57g     1Eq-g Al₂(SO₄)₃ =57g

Ejercicio.

1.Calcula cuántos gramos de KCl son necesarios para preparar 750 mL de una disolución con una concentración de 1.5 N

Se calcula la masa de un equivalente de KCl          

1 equivalente de KCl = (74 gramos) / (1)  = 74 gramos                 

Paso 1. Transformar los mililitros a litros (puedes prescindir de este paso cuando el volumen inicial sea en litros)

                         1000 mL ------------1 L

                           750 mL ------------ x= 0.75 L

Paso2. Despejar gramos en la siguiente formula:

N = (g)(Eq.) / (PM)(L)

g = (N)(PM)(L) / (Eq.)

g= (1.5 N) (74 gramos/mol) (.75 L) / (1) = 83.25

Cantidad necesaria para preparar la disolución 83.25 g

 

Bibliografía:

http://www.quimicas.net/2015/05/ejemplos-de-ppm-partes-por-millon.html

http://medicina.usac.edu.gt/quimica/soluciones/Normalidad.htm

http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/preparaciondedisoluciones_24741.pdf

Soluciones.

Dispersión a nivel molecular de un soluto en un disolvente.

„Mezcla homogénea.

„Transparente.

„El soluto tendrá un tamaño <1 nm.

Clasificación:

Por su capacidad para disolver un soluto.

ü  Diluidas. Contiene menos cantidad de soluto que la que puede disolver.

ü  Saturadas. Contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente en particular a una temperatura específica.

ü  Sobresaturadas. Contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturada

Unidades de concentración:

Esta manera de expresar la composición de una solución es muy utilizada en la práctica. Se puede denominar, también, tanto por ciento en peso, riqueza o pureza.

·         Si utilizamos como unidad de masa el gramo, el % en masa de soluto (o simplemente % de soluto) es el número de gramos de soluto disueltos en 100 gramos de solución.

·         Si utilizamos como unidad de masa el gramo, el % de soluto es el número de gramos de soluto disueltos en 100 gramos de solución. Es decir, expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de solución.

Ejercicios:

      Se realiza la sustitución de datos en la formula.

1)    Una muestra de 0.892 g de KCl se disuelve en 54.6 g de H₂O ¿Cuál es el % en masa de KCl en la disolución?

               %masa =  (0.892 g / 55.492 g) (100) = 1.60 % de KCl.

2)    Una muestra de 6.44 g de naftaleno C₁₀H₈ se disuelve en 80.1 g de benceno C₆H₆. Calcula % w del naftaleno en la disolución.

               % masa = (6.44 g / 80.1 g) (100) = 8.03% de naftaleno.

FRACCION MOLAR

La fracción molar del soluto (F₁) es la relación entre el número de moles del soluto (n₁) y el número de moles de la solución (n₁+ n₂).

La Fracción Molar es una forma de medir la concentración que expresa la proporción en que se encuentra una sustancia respecto a los moles totales de la disolución.

La Fracción Molar de una disolución viene determinada por la siguiente fórmula:

Ejercicios

Ejercicio 1: Determinar la fracción molar de soluto de una disolución formada por 12 g de hidróxido de calcio, Ca(OH)₂, en 200 g de agua, H₂O, si la densidad de esta disolución en 1050 kgm^-3. Datos:

• Pesos atómicos: (Ca) = 40 u; (O) = 16 u; (H) = 1 u 
• Soluto: Ca(OH)₂; disolvente: H₂O.

Solución:  

• Peso molecular del Ca(OH)₂ = 40 + 2 · 16  + 2 · 1 = 74 g / mol
• Peso molecular del H₂O = 2 · 1 + 16 = 18 g / mol
• Moles de soluto: n_soluto = 12 g · (1 mol / 74 g) = 0,162 moles
• Moles de disolvente: n_disolvente = 200 g · (1 mol / 18 g) = 11,11 moles
• Moles totales: n_total = 11,11 moles H₂O+ 0,162 moles de soluto = 11,27 moles
• Fracción molar del soluto: x_soluto = (moles de soluto / moles totales) = 0,162 / 11,273 = 0,014

Ejercicio 2: Sea una disolución de ácido sulfúrico H₂SO₄ de 93% en peso y con densidad 1,83 g/ml. Calcular la fracción molar del ácido. Datos: peso molecular del H₂SO₄ = 98; peso molecular del agua = 18.

Solución:

• densidad = 1,83g/ml → 1 litro de disolución son 1830 gramos
• ácido H₂SO₄ en la disolución:  (93/100) · 1830 = 1702 gramos
• agua en la disolución: 1830 - 1702 = 128 gramos
• moles de ácido H₂SO₄ = n_ácido = masa soluto / peso molecular = 1702 / 98 = 17,37 moles
• moles de agua = n_agua = masa / peso molecular = 128 / 18 = 7,11 moles
• fracción molar del H₂SO₄ = x_ácido = n_ácido  / n_ácido + n_agua = 17,37 / (17,37 + 7,11) = 0,71

MOLARIDAD

Esta unidad de concentración es una de las más empleadas en química y se define como la cantidad de moles de soluto contenidas en 1 L de disolución (mezcla).

Para cuestión de ciertos ejercicios debemos tener presentes la siguiente formula:

Los moles para una solución pueden ser calculados por.

n = M x V

Ejercicios:

Numerosos blanqueadores para lavandería contienen hipoclorito de sodio o de calcio como ingrediente activo. El clorox por ejemplo, contiene aproximadamente 52 g de NaClO por litro de solución. ¿Cuál es la molaridad de esta solución?

74.5 g de NaClO ---------- 1 mol de NaClO  

52 g de NaClO ------------- x moles                  x = 0.697 moles                       

M =(0.697 moles de NaClO) / (1L de solución)= = 0.697 moles NaClO                                                                                         

Sol. 0.70 M

Cuantos gramos de hidróxido de sodio se requiere para preparar 0.5 L de una solución 0.5 M.

NaOH = 40 g/mol --à PM

Volumen= 0.5 L

El primer paso es obtener los moles, para esto sustituiremos en la fórmula:

n = M x V

n = (0.5 M) (0.5 L) = 0.25 moles

Segundo paso es obtener los gramos a partir de un despeje de la fórmula de mol.

g = n x PM

g = (0.25 moles) (40 g/mol) = 10 gramos

MOLALIDAD

La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Para preparar soluciones de una determinada molalidad en un disolvente, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.

Ejercicios

Ejemplo 1: calcular la molalidad de una disolución de ácido sulfúrico H₂SO₄ siendo la masa del disolvente de 600 gramos y la cantidad de ácido de 60 gramos.

Datos: peso molecular del H₂SO₄ = 98 gramos / mol.

En primer lugar, calculamos el número de moles y a partir de ahí obtenemos la molalidad: 

n de H₂SO₄ = masa / peso molecular

                   = (60 gramos) / (98 gramos / mol) = 0,61 moles 

m = n / masa disolvente

    = 0,61 moles / 0,6 kg = 1,02 molal

Ejemplo 2: calcular la molalidad de 20 gramos de un determinado soluto en 1 litro de disolución acuosa. La masa molar del soluto es 249,7 g / mol.

Primero calculamos el nº de moles de soluto y a partir de ahí obtenemos la molalidad:

n de soluto = masa / peso molecular

                    = 20 gramos / 249.7 gramos· mol^-1 = 0,08 moles

Masa de disolución: es una disolución acuosa por lo tanto 1 litro de disolvente = 1 kg.

m = n / masa disolvente

    = 0,08 moles / 1 kg = 0,08 molal

Bibliografía:

http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/Apuntes_sobre_concentraciones_28204.pdf

http://tuxchi.iztacala.unam.mx/cuaed/fisicoquimica/pdf/P-Soluciones-17.pdf

Estequiometria.

Rama de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos cuando experimentan cambios químicos.

La Estequiometria se basa en tres aspectos:

1.    Conservación de la masa

2.    Masa relativa de los átomos

3.    El concepto de mol

Mol:  es el número de Avogadro de partículas o bien peso molecular expresado en gramos.

Formula:

Ejercicios:

1) A cuantos gramos corresponde 0.4 moles de ácido acético.

CH₃-COOH

PESO MOLECULAR 

C= 12 X 2 = 24

H= 1 X 4   = 4

O= 16 X 2 = 32

    TOTAL = 60 g/mol

1 mol -------- 60 g/mol

0.4 mol------- x = 24 g.

2) ¿Cuántas moléculas hay en 0.5 moles de CH₄?

1 mol ---------- 6.023 x 10²³

O.5 mol-------- x = 3.015 x 10²³

Composición centesimal. Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.

 Ejemplo:

Calcular la composición centesimal del H₂O

pesos atómicos:

 H = 1

 O = 16

Formula empírica. es la fórmula más sencilla que puede representar el compuesto, sin indicar el número de veces que se repite esta unidad básica.

Ejercicio:

Calcule la fórmula empírica y de un compuesto que contiene un 39,99 % de carbono, un 6,72 % de hidrógeno y un 53,28 % de oxígeno, y cuya masa molecular es:180,18 g/mol.

Masas atómicas (g/mol):

Ma (H) = 1,01

Ma (C) = 12,01

Ma(O) = 16,00

Peso / peso: EJERCICIO: Calcular los gramos de ácido sulfhídrico que reacciona con 80 gramos de SO2 para formar S y H2O. SO2 + 2 H2S -----à 3 S + 2 H2O 1)    EL primer paso es balancear la ecuación dada. 2)    Obtener el P.M, n y w(masa) de cada compuesto.                    SO2             2 H2S         3 S        2 H2O P.M              64            34             32            18 n                   1               2                3             2 w(masa)      64            68             96             36 n. reales     1.25         2.5           3.75         2.5    3)    Obtener los moles reales 64 g/mol--------------1 mol 80 g/mol--------------x= 1.25 moles Nota: se realza el mismo procedimiento para todos los compuestos. 4)    Obtener los gramos mediante regla de tres.                   H2S                                                        34 g/mol ---------- 1 mol X= 85 g ------------ 2.5 moles                   H2O 18 g/mol -----------1 mol X= 45 g ------------ 2.5 moles                                S             32 g/mol ------------- 1 mol             X=120 g -------------- 3.75 moles

 

Bibliografía: 

http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/apuntesU6_30850.pdf

http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQI/tema2.pdf

http://ocw.upm.es/apoyo-para-la-preparacion-de-los-estudios-de-ingenieria-y-arquitectura/quimica-preparacion-para-la-universidad/contenidods/Material_de_clase/Tema2/tema_2_formulas_empiricas_y_moleculares.ppt