Soluciones - Resumen Química general e inorgánica PDF

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SOLUCIONES ¿Qué es una solución? Es una mezcla homogénea de un soluto (sustancia que se disuelve) distribuida uniformemente en un solvente (sustancia donde se disuelve el soluto).

Características de las soluciones: Son materiales ópticamente homogéneos. Están formados por dos componentes: soluto y solvente. La composición varía dentro de ciertos límites. Sus componentes se separan por cambios de fase (procedimiento físico). Clasificación de las soluciones: Solución Saturada: es aquella que no admite más cantidad de soluto que el que está disuelto, por lo que se considera una solución en equilibrio. Solución No Saturada: contiene menor cantidad de soluto que el que se puede disolver en ella; es una solución próxima a la saturación. Solución Sobresaturada: es aquella que contiene mayor cantidad de soluto que la que corresponde a la concentración en equilibrio.

Concentración de las soluciones: La concentración expresa una relación matemática entre soluto y solvente, entre solvente y solución o entre soluto y solución. La concentración en términos cualitativos permite conocer si una solución es diluida o concentrada. Se considera que una solución es diluida cuando contiene una pequeña cantidad de soluto en relación con la cantidad de solvente, el cual se encuentra en mayor proporción. Una solución es concentrada si contiene una cantidad apreciable de soluto en relación con la cantidad de solvente. Representación de una solución en términos cuantitativos. Una solución puede representarse en términos porcentuales, indicando la cantidad de soluto disuelto en cada cien partes de solución. Las cantidades pueden expresarse en masa o volumen, mediante tres (3) tipos de relaciones porcentuales:

a) Relación masa-masa: expresa la masa de soluto en gramos disuelta en 100 gramos de solución. La fórmula a utilizar es:

Relación volumen-volumen: expresa el volumen de soluto en centímetros cúbicos (cc o cm 3 ) disueltos en 100 cm 3 de solución. La fórmula a utilizar es: b)

c) Relación masa-volumen: expresa la masa de soluto en gramos disuelta en 100 cm 3 de solución. La fórmula a utilizar es:

MOLARIDAD La molaridad ( M) es el número de moles de soluto por litro de solución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración normalmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 30 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 ml.

Es el método más común de expresar la concentración en química sobre todo cuando se trabaja con reacciones químicas y relaciones estequiométricas. Sin embargo, tiene el inconveniente de que el volumen cambia con la temperatura. Se representa también como: M=n/v En donde "n" son los moles de soluto y "v" es el volumen de la solución expresada en litros(l) 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.

La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión. Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante. PARTES POR MILLON Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra, es común emplear las relaciones partes por millón (ppm), partes por "billón" (ppb) y partes por "trillón" (ppt). El millón equivale a 106, el billón estadounidense, o millardo, a 109 y el trillón estadounidense a 1012. Es de uso relativamente frecuente en la medición de la composición de la atmósfera terrestre. Así el aumento de dióxido de carbono en el aire debido al calentamiento global se suele dar en dichas unidades. Las unidades más comunes en las que se usan son las siguientes: ppmm = μg × g–1 H3O+ + ClDonde: Keq=[H3O+][Cl-]/[HCl] En el tiempo de equilibrio [HCl] tiende a cero, por ende Keq tiende a infinito Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los electrolitos débiles forman equilibrios verdaderos Ejemplo: HF + H2O --> H3O+ + FDonde: Keq=[H3O+][F-]/[HF] Como la disociación no es completa, en el tiempo de equilibrio, [HF], [H 3O+] y [F-] permanecerán constante, por ende estamos en presencia de un equilibrio químico EQUIVALENTES Y MILIEQUIVALENTES Es conveniente, ahora, encontrar una manera de expresar el número de VALENCIAS que hay en una determinada masa de sustancia. El mol ya no nos sirve porque, como se vio, en 1 mol de una sustancia puede haber el doble de valencias que en 1 mol de otra, a pesar de tener el mismo número de iones. Podemos usar el término EOUIVALENTE, que definiremos como: 1 EQUIVALENTE (Eq) de cualquier sustancia contiene 1 mol de valencias = 6,02 . valencias. y la unidad más usada, en Medicina: 1 MILIEQUIVALENTE (mEq) de cualquier sustancia contiene 1 milimol de valencias = 6,02 . /1000 valencias. Por supuesto que al hablar de "cualquier sustancia" nos estamos refiriendo a las SUSTANCIAS que SE DISOCIAN EN IONES. No tiene sentido decir "miliequivalentes de glucosa", por ejemplo, ya que es una molécula neutra, que no se disocia en iones. En química es habitual indicar la concentración de una solución diciendo, por ejemplo, "una solución 1 NORMAL(1 N)". Esto significa que es una solución que contiene 1 equivalente de un determinado ion por litro de solución. Es más conveniente, como hemos señalado en otros casos, dar siempre las unidades completas (1000 mEq/L). EJERCICIO RESUELTO EQUIVALENTES Y MILIEQUIVALENTES Cuántos miliequivalentes de H2SO4 y cuántos gramos de este ácido contienen 23.5 ml de una disolución 0.85 M de ácido sulfúrico? R: 39.95 meq; 1.96 g. Recordemos … N = nº equivalentes / V (en litros) nº equivalentes = nº gramos / pes. mol. Equival. pes. mol. Equival. = peso molecular / valencia Teniendo en cuenta que N = valencia x M y que en este caso v = 2 (SO4)2- , tenemos que ... N = 0.85 x 2 = 1.7 N = nº equivalentes / 0.0235 (en litros) nº equivalentes = 0.03995 eq . 39.95 meq nº equivalentes = nº gramos / pes. mol. Equival.= nº gramos /( peso molecular / valencia) = nº gramos / (98/2) = 0.03995; por tanto ... nº gramos = 1.957 g VARIACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN POR DILUCIÓN El proceso por el cual se disminuye la concentración de una solución se denomina DISOLUCIÓN. ¿Cómo podemos disminuir esa concentración? Agregando solvente.

El proceso por el cual se aumenta la concentración de una solución se denomina CONCENTRACIÓN. ¿De qué manera se puede aumentar la concentración de una solución? Hay dos formas en que se puede aumentar la concentración de una solución:  Agregando soluto sólido. Si el soluto es sólido se puede agregar a la solución y, salvo que la cantidad agregada sea enorme, cosa que normalmente no sucede, se puede suponer sin tener un error apreciable que el volumen de la solución no varía.  Evaporando el solvente. Si el soluto es sólido y por lo tanto poco volátil, al calentar la solución se puede evaporar el solvente, que es líquido y mucho más volátil. De esa manera podemos “sacar solvente” de la solución. La cantidad de soluto que había en la solución original no cambia, se mantiene constante. En el caso de diluir seguimos teniendo la misma cantidad de soluto pero ahora en mayor cantidad de solvente, por eso la concentración disminuye. En el caso de concentrar evaporando solvente, seguimos teniendo la misma cantidad de soluto pero ahora en menor cantidad de solvente, con lo cual la concentración aumenta. ¿Cómo se hace una dilución en la práctica? El ejemplo típico de una dilución es cuando se quiere hacer una solución de un ácido. Los ácidos se venden comercialmente en soluciones concentradas. Si necesitamos preparar 500 ml de una solución de ácido nítrico (HNO3) de concentración 0,500 M dispondremos de una botella de ácido nítrico concentrado comercial en la cual tendremos como datos su concentración que es 69 % m/m y su densidad que es 1,0409 g/cm3. Para hacer la dilución en la práctica se toma un recipiente llamado matraz aforado. Existen matraces aforados de todos los tamaños. En nuestro caso deberemos tomar un matraz aforado de 500 ml. La marca en el cuello, denominada aforo, indica que llenando el matraz hasta la misma se tiene exactamente el volumen indicado. Se debe medir la cantidad necesaria de solución concentrada con una pipeta, colocarla en el matraz aforado y completar el volumen con agua. Para poder preparar la solución tenemos que resolver el problema de dilución, o sea, debemos calcular que volumen de solución concentrada necesitamos para preparar la solución requerida. Como dijimos antes lo que nos permite resolver el problema y que relaciona las dos soluciones es que la cantidad de soluto es la misma. En este caso se puede calcular la cantidad de soluto en la solución diluida, la que necesitamos preparar. Si en 1000 ml sc. _______ 0,500 mol sto. En 500 ml sc. ______0,250 mol sto Ésta es la cantidad de sto. que permanece constante, por lo tanto es la misma que debe haber en la sc. concentrada. Al hacer la dilución lo que se agrega es agua, entonces todo el soluto que se encuentra en la sc. diluida provino de la sc. concentrada. Si ahora calculamos en qué cantidad de solución concentrada se encuentra esa cantidad de sto. ya resolvimos el problema. Como la concentración de la solución concentrada está dada en % m/m, conviene expresar la cantidad de soluto en gramos. Mr (HNO3) = 63 1 mol ______________ 63 g 0,250 mol ___________ 15,75 g Ahora debemos ir a la solución concentrada y ver en que cantidad de sc. se encuentra esa cantidad de sto.

69 g so _________________ 100 g sc 15,75 g so ______________ 22,83 g sc Como necesitamos conocer el volumen de la solución y no la masa, lo calculamos con el dato de la densidad. δ=m/v

V=m/δ

V = 22,83 g / 1,409 g/cm3 = 16,20 cm3

Por lo tanto para preparar la solución se deben medir en una pipeta 16,20 cm 3 del ácido concentrado, se colocan dentro de un matraz de 500 ml y se lleva a volumen con agua. Se obtienen así 500 ml de una solución 0,500 M de HNO3. Otra forma, que en definitiva es lo mismo, es considerar que el volumen inicial por la concentración inicial es igual al volumen final por la concentración final. Si se multiplica el volumen de la solución por su concentración en las unidades adecuadas se obtiene la cantidad de soluto. Por lo tanto, estamos diciendo lo mismo, que la cantidad de soluto antes y después de diluir es igual. Vi x Ci = Vf x Cf Se puede utilizar esta fórmula, pero no en todos los casos, y hay que tener mucho cuidado con las unidades. Si el volumen se aumenta al doble, o sea que Vf = 2 Vi vemos que Cf = ½ Ci. Se dice entonces que diluimos al medio o que diluimos dos veces. Si el volumen se aumentara 3 veces, la concentración disminuiría a la tercera parte, y estaríamos diluyendo tres veces. Todos los problemas de dilución o de concentración evaporando solvente se resuelven con el mismo razonamiento. Puede cambiar lo que se está dando como dato y lo que se pretende averiguar, pero el razonamiento es el mismo. Se debe calcular la cantidad de soluto, en donde se pueda calcular, ya sea en la solución concentrada o en la diluida. Esa misma cantidad de soluto es la que va estar en la otra solución, de la cual necesito calcular algún dato. Entonces con esa cantidad de soluto se va a esa otra solución y se calcula lo que el problema pide. EJERCICIOS RESUELTOS

1) 20 cc de una disolución de carbonato sódico (CO3Na2) se tratan con un exceso de cloruro cálcico (Cl2Ca). Filtrado el precipitado, se calcina fuertemente y se obtiene un residuo que pesa 0,140 gramos. Calcular la normalidad del carbonato sódico. Respuesta Podemos

plantear

y a partir de ellas:

las

siguientes

ecuaciones

estequiométricas:

Si 56 gramos de óxido de calcio (CaO) proceden de 100 gramos de carbonato cálcico (CaCO3), entonces 0,140 gramos de CaO procederán de X gramos de CaCO3. Haciendo operaciones resulta: X = 0,25 gramos de CO 3. Análogamente, Si 100 gramos de carbonato cálcico (CaCO3) se obtienen de 106 gramos de carbonato sódico (Na 2CO3), entonces 0,25 gramos de carbonato cálcico (CaCO3) se obtendrán de Y gramos de carbonato sódico (Na2CO3). Haciendo operaciones resulta Y = 0,27 gramos de carbonato sódico. Para obtener la normalidad aplicamos la fórmula que la da:

Y tenemos una disolución de carbonato sódico 0,25 Normal.

2) Al neutralizar 10 cc de cierta disolución de hidróxido sódico (NaOH) se gastaron 20 cc de ácido sulfúrico (SO4H2) 0,2 N. Calcular la normalidad de la solución de hidróxido sódico. b) Se quiere preparar un litro de disolución 0,1 Normal de permanganato potásico (KMnO4), ¿cuántos gramos de sal se necesitarán?. Respuesta a)

La

ecuación

estequiométrica

que

aplica

en

la

reacción

implicada

es:

Si bien en este caso, para calcular la normalidad de la sosa nos es suficiente con recordar que el producto de la normalidad por el volumen de dos soluciones estequiométricamente equivalentes es constante y escribir:

de donde resulta que la disolución de hidróxido sódico es 0,4 Normal. b) A partir de la fórmula que nos da la normalidad de una disolución, tenemos :

Calcule la molaridad de una solución que contiene 49 gramos de H3PO4 en 500 mL de solución. 3)

4) Calcule la masa de NaOH contenido en 100 mL de una solución al 20% en masa de NaOH. La densidad de solución es 1,6 g/mL.

¿Qué cantidad de soluto está contenido en 500 mL de una solución que contiene el 15% en masa de soluto? La densidad de la solución es 1,20 g/mL. 5)

6) ¿Cuánto solvente hay en 500 mL de una solución que contiene el 15% en peso de soluto? Su densidad es 1,20 g/mL....