Estequiometrí a de disoluciones |
I ni ci o| Tut or i alant er i or| Ej er ci ci os|
Composición de una disolución
# $
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes: El disolvente: disolvente: usualmente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla. El o los solutos: solutos: son el o los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente. disolvente. Por ejemplo, cuando disolvemos una pequea cantidad de sal en una mayor cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y disolvente y la sal es el soluto. soluto. !odas aquéllos disoluciones en las cuales el agua es el disolvente, se llaman disoluciones acuosas. acuosas . Una de las más importantes propiedades del agua es la capacidad de disolver una gran cantidad de sustancias. Para poder tra"ajar con una disolución, es necesario: conocer su composición y tene tenerr una una man manera era de de e% e%pres presa ar dic dich ha co compo mposic sición ión.
Clasificación de las disoluciones
Podemos clasi&icar a las disoluciones en dos grandes grupos: Electrolíticas
' ' ' ' '
' ' '
(on disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes polares. )os solutos se disocian en disolución para &ormar iones Pueden disociarse completamente *electrolitos &uertes+ Pueden disociarse parcialmente *electrolitos dé"iles+ (on disoluciones que conducen la electricidad No electrolíticas
(on disoluciones de compuestos covalentes o en disolventes no polares )os solutos no se disocian, solamente se dispersan (on disoluciones que no conducen la electricidad
Concentración de las disoluciones )a concentración se re&iere a las cantidades relativas de los componentes de una disolución, e%presada en cualesquiera unidades de cantidad de materia en que se quiera e%presar. Fracción en peso: Fracción del peso total de la disolución debida al soluto. Es el nmero relativo de unidades de peso del soluto por cada unidad de peso de la disolución. (e pueden emplear todas las unidades convencionales de peso *no se pueden emplear las unidades de moles+ siempre que sean las mismas para soluto y disolución. (on independientes de la temperaturaEjemplo:
/uál es la &racción en peso de una disolución de $0g de 1a/l en #20g de 3 $45:
)a respuesta de"e ser 6cuántos gramos de 1a/l hay por gramo de disolución6
7e manera que la &racción en peso de la disolución es 0,#. Tanto por ciento en peso o % en peso: Porcentaje del peso total de la disolución debida al soluto. Es el nmero relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución. Ejemplo:
/uál es el 8 en peso de una disolución de $0g de 1a/l en #20g de 3 $45:
)a respuesta de"e ser 6cuántos gramos de 1a/l hay en #00 g de disolución6
7e manera que el 1a/l está al #08 en la disolución. Tanto por ciento en Volumen: Es el número relativo de
unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución. (i #0 m) de alcohol se disuelven en agua para hacer $00 m) de disolución, cuál es su concentración5 %V = !"# m$ de soluto&!'## m$ de disolución( ) "## = *% en Volumen Partes por millón !ppm: Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de disolución. Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas. En el caso del agua, se considera que las ppm de disoluciones muy diluidas es el nmero de mg de soluto por litro de disolución. 1ótese que esta mezcla volumen y masa, que para el agua es correcto. Fracción molar: +oles del soluto respecto al número total de moles de la disolución. Esta escala se de&ine as9:
7onde ,- es la &racción molar de la especie -. En el caso de disoluciones "inarias se cumple que: ,soluto = " ,disolvente +olaridad: /e de0ine como el número de moles del soluto en un litro de disolución: Esta es, probablemente, la escala de mayor uso en química.
Esta escala, que se representa con la letra +, se de&ine as9:
Esto quiere decir que una disolución #,0 molar *#,0 + contiene #,0 moles de soluto en cada litro de la disolución. El s9m"olo 1 o c se emplea tam"ién para representar la molaridad. Ejemplo:
/uál es la molaridad de una una disolución de $0 g de 1a/l en #20 m) de agua5
Primero de"emos sa"er cuantas moles son $0 g de 1a/l:
nNa1l = '#&*23* = #345 moles ;hora determinamos la concentración de la disolución, suponiendo que el volumen de agua no var9a en el proceso de disolución: + = !#345 moles de Na1l&!#3"2 $ de disolución = "326+
+olalidad: Es la cantidad de soluto !medida en moles disuelta en cada 7ilo8ramo de disolvente. Esta escala se de&ine as9:
Esta cantidad no cam"ia al cam"iar la temperatura o la presión. Ejemplo:
/uál es la molalidad de una disolución de <,$g de /3<43 en $00g de agua5
Peso +olecular del soluto = "' 9 !5 ) " 9 " = 4' nmoles de soluto = 43'&4' #3" moles m !#3" moles de soluto&!#3' 78 de disolvente = #3* m
Algunas transformaciones +olalidad a 0racción molar: (e puede llevar a ca"o con esta &órmula:
donde ,s es la &racción molar de soluto, m es la molalidad y P+d es el peso molecular del disolvente. +olalidad a molaridad: Puede utizarse la siguiente &órmula:
7onde s es el soluto.
Estequiometría de disoluciones. Cálculos. 1os "asamos en los mismos criterios que en los cálculos en estequiometr9a de reacciones, pero ahora tendremos que determinar el nmero de moles dependiendo de la
concentración de la disolución y del volumen de la disolución usados. En consecuencia, es necesario tener su&iciente ha"ilidad en el manejo de concentraciones y en su relacción con masas o volmenes. ;eterminar la +olaridad con la +asa < el Volumen. Ejemplo: /alcular la molaridad de una disolución de $,#$ g de =>r en ?@2 m) de disolución. *Pesos ;tómicos: = A r A CB,B0+. " /alcular el nmero de moles de =>r presentes:
*Peso olecular del =>r A ##B,00+
' /onvertir los m) de disolución en litros:
4 Usar la &órmula para calcular la molaridad:
;eterminar los +oles a partir del Volumen < la +olaridad. Ejemplo: 7eterminar el nmero de moles de soluto presentes en ?@@ m) de una disolución de 3/) <,C@ .
*Pesos ;tómicos: /l A <@,?@, 3 A #,002+. " /onvertir los m) de disolución en litros:
' Deordenar la &órmula dada para calcular las moles de soluto presentes:
+oles de 1l = !43>* + !#35** $ = "3>"
;eterminar la +asa a partir de la +olaridad < el Volumen. Ejemplo: 7eterminar la masa *g+ de soluto requerida para &ormar $C@ m) de una disolución de =/l4 ? 0,@#@# . *Pesos ;tómicos: = A
' Deorganizar la &órmula para calcular las moles de soluto presentes:
+oles de soluto = !#3*"*" + !#3'>* $ = #3"5' 4 /alcular el peso molecular del =/l4 ?:
=: # %
/l: # % <@,?@ A <@,?@ 4: ? % #,00 A ?,00 Peso olecular del =/l4 ?A #<2,@@ 5 ultiplar el nmero de moles de =/l4 ? por su peso molecular para calcular la masa de =/l4 ? en la disolución.
;eterminar el Volumen a partir de la +olaridad < la +asa. Ejemplo: Fué volumen, en m), se necesita de una disolución <,2B % #0G$ para tener $,#$ g de =>r5 *Pesos ;tómicos: = A r A CB,B0+. " /alcular el nmero de moles de =>r:
Peso olecular del =>r A ##B
' Deorganizar la &órmula para calcular en cuantos litros de disolución están, y covertir los litros en mililitros:
1alcular la +olaridad. Ejemplo: El l9mite in&erior de g(4 ? que puede detectarse por el sentido del gusto en el agua es apro%imadamente 0.?00 gH). /uál es la concentración molar del g(4 ?5 *Pesos ;tómicos: g A $?,<0, 4 A #,00, ( A <$,0+. " /alcular el peso molecular del g(4 ?:
g: # % $?,<0 A $?,<0
(: # % <$,0 A <$,0 4: ? % #,00 A ?,00 Peso +olecular del +8/? 5 = "'#34
' /alcular el nmero de moles de g(4 ?:
4 Deorganizar la &órmula para calcular la concentración molar:
;ilución de ;isoluciones. Ejemplo: (e prepara una disolución disolviendo @#,@ mg de ácido
o%álico */$3$4?+ hasta completar #00,0 m) de disolución. Una porción de #0,00 m) se diluye hasta $@0,0 m). /uál es la molaridad de la disolución &inal5 *Pesos ;tómicos: / A #$,0#, 3 A #,002, 4 A #,00+. " /alcular el peso molecular del / $3$4?:
/: $ % #$,0# A $?,0$
3: $ % #,002 A $,0# 4: ? % #,00 A ?,00 Peso +olecular del 1 ''?5 = 6#3#5
' /onvertir @#,@ mg en g y calcular el nmero de moles de /$3$4?:
4 /onvertir #00,0 m) en ) *0,#00 )+ y plantear la &órmula para calcular la molaridad inicial:
5 /alcular la molaridad una vez hecha la dilución a $@0 m) *0,$@0 )+:
1alcular moles o masa. Ejemplo: )a valoración es un método usado para calcular la cantidad de un reactivo - por adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida de un reactivo @, hasta completar la reacción. /uantos moles de hidró%ido de sodio, 1a43, se necesitan para reaccionar con $$@ m) de ácido clorh9drico 0,#00 5 *Pesos ;tómicos: 4 A #,00, 3 A #,002, /l A <@,?@, 1a A $$,BB+.
" /onvertir los $$@ m) en ) *0,$$@ )+ y calcular el nmero de moles de 3/l en esa disolución:
+oles de soluto = !#3" + !#3''* $ = '3'* ) "# ' ' ;justar la ecuación para determinar la relación de moles entre el 3/l y el 1a43:
4 En este caso, la relación es #:#, de modo que el nmero de moles de 1a43 requerido es:
#3#''* = '3'* ) "# ' moles
;eterminar el Volumen. Ejemplo: Fué volumen, en m), de )a/l < 0,00B$C se necesita para reaccionar con #<,B@ m) de o%alato de sodio 0,0$$@ 5 *Pesos ;tómicos: )a A #<2,0, /l A <@,?@, 1a A $$,BB, 3 A #,002, / A #$,0#, 4 A #,00+.
" /onvertir los #<,B@ m) en ) *0,0#
+oles de soluto = !#3''* + !#3#"46* $ = 43"5 ) "# 5 ' (a"emos que < moles de o%alato de sodio *1a $/$4?+ reaccionan con $ moles de )a/l <, de modo que el nmero de moles de )a/l < necesario es:
+oles = !'&4 !43"5 "# 5 = '3#6 ) "#5 4 ; partir de los moles de )a/l < necesarios, calcular el volumen, en litros, de )a/l < 0,00B$C , y convertirlo en m):
;eterminar la +olaridad. Ejemplo: )as patatas se pelan comercialmente introduciéndolas en una disolución entre < y de hidró%ido de sodio, y quitando la piel ya parcialmente suelta rociándolas con agua. /alcular
la molaridad de una disolución si la valoración de #0,00 m) de la misma requiere $@,< m) de una disolución de 3/l #,2C para llegar al punto de equivalencia5
" /onvertir los $@,< m) en ) *0,0$@< )+ y calcular el nmero de moles de 3/l en la disolución de 3/l usando la &órmula dada:
+oles de soluto = !"32> + !#3#'*4 $ = #3##5>4 ' 7e la ecuación ajustada, sa"emos que # mol de 3/l reacciona con # mol de hidró%ido de sodio *1a43+, de modo que el nmero de moles de 1a43 necesarios es tam"ién 0,0?C<. /onvertir los #0,00 m) en ) *0,0# )+ y calcular la molaridad de la disolución de 1a43 usando la &órmula dada:
-nAlisis de +eBclas. Ejemplo: Una muestra de 0,#
" /onvertir $@,00 m) en ) *0,0$@ )+ y calcular el
nmero de moles de 3/l en la disolución de 3/l usando la &órmula dada:
+oles de soluto = !#3'# + !#3#'* $ = #3##* ' /onvertir #<,$$ m) en ) *0,0#<$$ )+ y calcular el nmero de moles de 1a43 en la disolución de 1a43 usando la &órmula dada:
+oles de soluto = !#3"2 + !#3#"4'' $ = #3##'42 4 (a"emos que en una ecuación ajustada, # mol de 3/l reacciona con # mol de 1a43, de modo que podemos restar las moles de 3/l de las moles de 1a43 para encontrar las moles de 3/l que reaccionaron con la muestra de caliza:
*3## ) "#4 '342 ) "#4 = '3' ) "# 4 moles 5 7e la primera reacción ajustada, sa"emos que $ moles de 3/l reaccionan con # mol de /a/4 <. Por tanto, el nmero de moles de /a/4 < que reaccionaron con la disolución de 3/l es:
+oles de 1a1?4 = !'3' ) "# 4 moles !"&' = "34" ) "#4 * /alcular el peso molecular del /a/4 <:
/a: # % ?0,0# A ?0,0#
/: # % #$,0# A #$,0# 4: < % #,00 A ?2,00
Peso +olecular del 1a1? 4 = "##3#'
/alcular la masa de /a/4 < aadida a la disolución de 3/l, y dividirla por la masa de la muestra de caliza, para encontrar el tanto por ciento de /a/4 < en la muestra:
+asa = !"##3#' 8&mol ) !"34" ) "# 4 moles = #3"4" 8
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