miércoles, 9 de junio de 2010

Presión Osmótica

Presión osmótica

Esquema de una membrana semipermeable. Las moléculas grandes de la sangre no pueden atravesar la membrana, mientras que las pequeñas de disolvente sí.

La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable.¹ La presión osmótica es una de las cuatro propiedades coligativas de las soluciones (dependen del número de partículas en disolución, sin importar su naturaleza). Se trata de una de las características principales a tener en cuenta en las relaciones de los líquidos que constituyen el medio interno de los seres vivos, ya que la membrana plasmática regula la entrada y salida de soluto al medio extracelular que la rodea, ejerciendo de barrera de control.

Cuando dos soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las moléculas de disolvente pero no las de los solutos), las moléculas de disolvente se difunden, pasando habitualmente desde la solución con menor concentración de solutos a la de mayor concentración. Este fenómeno recibe el nombre deósmosis, palabra que deriva del griego osmos, que significa "impulso".² Al suceder la ósmosis, se crea una diferencia de presión en ambos lados de la membrana semipermeable: la presión osmótica.

Presión osmótica de equilibrio

Esquema del modo de acción de la presión osmótica. En azul se representan las moléculas dedisolvente y en rojo las de soluto. La disolución más concentrada se denomina hipertónica y la diluida hipotónica. Como consecuencia de la diferencia inicial de concentraciones se produce una presión osmótica, apareciendo una diferencia de altura h, hasta que las concentraciones se igualan.

Se considera que una disolución está en equilibrio cuando no existe intercambio neto de soluto entre las diferentes partes de la misma. Si la disolución se encuentra rodeada por una membrana, el equilibrio se alcanza cuando la presión exterior (generalmente la presión atmosférica) se iguala a la presión que el disolvente ejerce sobre la membrana. Ésta última es la presión osmótica, que se representa habitualmente mediante la letra griega $Π$ .

Cuando se tiene una membrana semipermeable separando dos soluciones de distinta concentración (llamada hipertónica a la de mayor concentración e hipotónica la de menor), las moléculas de disolvente (agua por lo general) la atraviesan, pasando de la disolución menos concentrada a la más concentrada, diluyéndose ésta última cada vez más, hasta que las concentraciones se igualen. Si el volumen era inicialmente idéntico en las dos soluciones, ocurre que en la solución hipertónica el volumen aumenta, hasta que la presión hidrostática (que aumenta debido al incremento de altura h) iguale las presiones a ambos lados de la membrana. Esta presión hidrostática que detiene el flujo neto de disolvente es equivalente a la presión osmótica, y es el fundamento del osmómetro utilizado para su medición.

Teorías

Teoría de van 't Hoff

Las partículas de un gas se mueven en todas direcciones y chocan entre ellas mismas y con las paredes del recipiente. Los choques contra las paredes representan la presión del gas. En esta animación el disolvente se representa con bolas azules y el soluto con bolas rojas.

Se han propuesto diversas teorías para explicar la causa de la ósmosis. La primera teoría fue la del bombardeo de van 't Hoff, que está basada en la analogía entre la ecuación de la presión osmótica y laley de los gases ideales. Van 't Hoff describió la presión osmótica como el resultado de las colisiones de las moléculas de soluto contra la membrana semipermeable, y supuso que las moléculas dedisolvente no contribuían de ninguna manera. Con este modelo, la presión osmótica de una disolución es la misma presión que un gas ideal ejercería si ocupase el mismo volumen de la disolución.

Otras teorías

La suposición en la teoría de van 't Hoff de que las moléculas del disolvente no ejercen ningún efecto sobre la presión osmótica constituye un interrogante, ya que estas partículas se encuentran golpeando continuamente la membrana semipermeable. De este problema surge otra teoría, que considera el bombardeo de las moléculas de disolvente; según esta teoría las moléculas de disolvente bombardean la membrana semipermeable de manera desigual y provocan la ósmosis y la presión osmótica, aunque la diferencia de presiones aumente con la cantidad de soluto.

Una tercera teoría explica la ósmosis en base al descenso de la presión de vapor, el cual da lugar a que el disolvente se difunda a través de la membrana hasta que se igualan las dos presiones. Si se aplica una presión igual a la presión osmótica de la disolución se saturará la destilación, y se necesitaría una presión mayor para invertir la dirección.⁶ ⁹ El flujo de disolvente a través de una membrana semipermeable es análogo al flujo de disolvente en la fase vapor que se produce si se dejan, dentro de un recipiente cerrado, muestras del disolvente y de una disolución. Como la presión de vapor del disolvente es mayor, se produce una transferencia neta de disolvente hacia la disolución. El flujo de disolvente continúa hasta que todo el disolvente ha pasado a la disolución.¹⁰

Magnitud de la presión osmótica

La presión osmótica, como su nombre indica, es una presión, y por tanto tiene las mismas unidades que el resto de presiones, es decir,Pascales (Pa) en el Sistema Internacional, aunque tradicionalmente también se utilizan las atmósferas (atm).

La molaridad mide la cantidad de masa del soluto por volumen de disolución. La molaridad y la presión osmótica son dos magnitudes relacionadas proporcionalmente; el aumento o disminución de una de ellas produce el mismo efecto en la otra, aunque en distinta proporción. Del mismo modo, la temperatura (medida en kelvin, K) también posee la misma relación con la presión osmótica.

A continuación se muestra una tabla con los valores de la presión osmótica correspondientes a diferentes concentraciones de sacarosa a una temperatura constante de 293 K (20 °C). La concentración se expresa en molalidad y no en molaridad, según la ecuación de Morse, pero las diferencias son mínimas.

Presión osmótica experimental de disoluciones de sacarosa a 20 °C¹¹
Molalidad (g sacarosa/kg agua)	0,1	1,0	2,0	3,0	4,0	6,0
Presión osmótica (atm)	2,47	27,2	58,4	95,2	139,0	232,3

Comparación entre presión osmótica y presión hidrostática

Al tratarse ambas de presiones, se puede comparar el valor de la presión osmótica con el de la presión hidrostática en determinadas situaciones. La presión hidrostática viene dada por:

$P_h = \rho \cdot g \cdot h$

donde ρ es la densidad del líquido (para agua: ρ_agua = 1 000 kg/m³), g es la aceleración de la gravedad (en la superficie terrestre: g = 9,81 m/s²), y h es la profundidad, expresada en metros.

Con esta fórmula, se puede comparar a qué profundidad de agua correspondería cualquier valor de la presión osmótica de la tabla anterior. Por ejemplo, a molalidad 1 g_sac/kg_agua corresponde una presión de 27,2 atm. De este modo, despejando h:

$h = \frac{27,2 \ atm}{1 000 \ kg/m^3 \cdot 9,81 \ m/s^2}$

Y convirtiendo atmósferas a pascales (27,2 atm $\simeq$ 2 750 000 Pa), obtenemos finalmente la altura:

$h = 281 \ m \,$

Así, la presión osmótica sobre la membrana semipermeable que ejerce la disolución de un gramo de sacarosa en un kilogramo de agua equivale a la presión a 281 m bajo el agua, un valor realmente elevado.

Relación entre presión osmótica y entropía

Desde el punto de vista de la termodinámica, se puede relacionar la presión osmótica con la entropía para explicar el sentido de flujo del disolvente. El paso de disolvente hacia la disolución representa un aumento de entropía del sistema. Las moléculas de soluto aumentan su desorden al diluir la disolución mezclándose con el disolvente que atraviesa la membrana, ya que las moléculas de soluto tienen más espacio para moverse, lo que representa un mayor número de posiciones disponibles (mayor desorden), y, por tanto, una mayor entropía. También las moléculas de disolvente tienen mayor desorden en una disolución que en estado puro. Si el disolvente pasase desde la disolución al disolvente puro el orden aumentaría, lo cual disminuiría la entropía y no se cumpliría el segundo principio de la termodinámica. Todo esto demostrable matemáticamente.¹⁰

Relaciones con otras magnitudes físicas y químicas

Disoluciones diluidas de no electrolitos

En el caso de disoluciones diluidas de no electrolitos se aplica directamente la ecuación de van 't Hoff. Si la presión osmótica se produce entre dos disoluciones, en lugar de entre una disolución y el disolvente puro, en la ecuación figura la diferencia de concentraciones, $Δ C$ :

$\Pi = R \cdot T \cdot \Delta c$

Sin embargo, la ecuación obtenida por el químico norteamericano Harmon Northrop Morse se ajusta mejor a las observaciones experimentales. Morse sustituyó la concentración expresada en molaridad de la ecuación de van 't Hoff, por la expresada en molalidad, m.¹² Así, la ecuación de Morse queda como sigue:

$\Pi = R \cdot T \cdot \Delta m$

Realmente, la ecuación de Morse expresada en molalidad solamente es correcta si el disolvente es agua, ya que el volumen de agua expresado en litros coincide con su masa expresada en kilogramos.

[mostrar]Deducción termodinámica de las ecuaciones de Morse y van 't Hoff ¹³

Disoluciones diluidas de electrolitos

Jacobus Henricus van 't Hoff descubrió que las disoluciones de electrolitos no cumplían la ecuación de la presión osmótica para disoluciones de no electrolitos, e introdujo el llamado factor de van 't Hoff, un factor determinado empíricamente simbolizado por la letra $i \,$ , y definido como el cociente entre el valor experimental de la presión osmótica media y el valor teórico que se deduce con la ecuación para disoluciones de no electrolitos:

$i = \frac {\Pi_{exp}}{\Pi_{teorico}}$

De esta manera la nueva ecuación para la presión osmótica queda de la siguiente forma:

$\Pi = i \cdot R \cdot T \cdot \Delta c$

Este factor de corrección fue explicado por el químico sueco Svante August Arrhenius, quien entre 1883 y 1887 desarrolló la teoría de la disociación electrolítica,¹⁴ según la cual las moléculas de los electrolitos se disocian en mayor o menor medida en iones cargados eléctricamente, capaces de transportar la corriente eléctrica, y existiendo un equilibrio entre las moléculas no disociadas y los iones. Por tanto, en disolución hay más partículas que las que se han disuelto ya que estas se rompen, se disocian, en partes más pequeñas. La presión osmótica, como las otras propiedades coligativas, depende del número total de partículas en disolución, de manera que en una disolución de electrolitos se tendrán más partículas que las disueltas, las cuales se han de tener en cuenta para calcular la concentración total. A modo de ejemplo, podemos suponer un electrolito binario como el cloruro de calcio, CaCl₂, el cual alcanza el equilibrio de disociación en agua según la siguiente ecuación:

$CaCl_2 \rightleftharpoons Ca^{2+}_{(aq)} + 2 Cl^{-}_{(aq)}$

Por tanto, en disolución, hay más partículas que las disueltas inicialmente porque parte de estas partículas se han disociado en iones.¹³

Disoluciones reales

Para disoluciones concentradas, se ha de utilizar la actividad (más concretamente su logaritmo, $\ln{a} \,$ ) en lugar de las fracciones molares, y se debe tener en cuenta la influencia de la presión en el volumen molar del disolvente (en la deducción termodinámica se considera el volumen de disolvente constante). De esta manera se obtiene una expresión más precisa, aplicable a las disoluciones concentradas que contienen un término añadido donde aparece la presión osmótica al cuadrado:

$\ln a_1 = - \frac{V_{m,1}^{*,P}}{R \cdot T} \cdot \Pi + \frac{\kappa_{T,1} \cdot V_{m,1}^{*,P}}{2 \cdot R \cdot T} \cdot \Pi^2$

donde $\kappa_{T,1} \,$ es el coeficiente de compresibilidad isotermo del disolvente.¹³

[mostrar]Deducción termodinámica de la ley de la presión osmótica para disoluciones reales ¹³

En el caso de electrolitos, el coeficiente de actividad del disolvente permanece cercano a la unidad, aunque la concentración de electrolitos sea alta, y por tanto, con coeficientes de actividad del electrolito alejados de la unidad. Por este motivo, el coeficiente de actividad del disolvente no resulta adecuado para caracterizar las propiedades reales de la disolución electrolítica concentrada y se define el coeficiente osmótico ( $φ x$ ), por parte del químico danés Niels J. Bjerrum, de la siguiente manera:

$\phi_x = \frac{\ln a_1}{\ln x_1}$

Así, la expresión de la presión osmótica para electrolitos queda corregida con el coeficiente osmótico:¹³

$\Pi = \phi_x \cdot i \cdot R \cdot T \cdot \Delta c$

La presión osmótica en la naturaleza

La presión osmótica en el medio interno

Difusión de agua en las células vegetales por efecto de la presión osmótica.

Eritrocitos dentro de disoluciones con distinta concentración.

La ósmosis tiene una gran importancia en los seres vivos. Las células de los organismos están rodeadas por fluidos acuosos, como la sangre, la linfa, o la savia, que contienen concentraciones de diferentes solutos. Las membranas celulares son permeables al agua, al oxígeno, al nitrógeno, al dióxido de carbono, y a otras moléculas orgánicas de pequeño tamaño, como glucosa o aminoácidos, mientras que son impermeables a las moléculas poliméricas, como proteínas y polisacáridos. En cambio, los iones inorgánicos y los disacáridos, como la sacarosa, pasan muy lentamente a través de las membranas celulares.

Las células también tienen la capacidad de transportar especies químicas a través de su membrana desde una región de baja concentración de la especie a una región de concentración más elevada, en sentido contrario al del flujo espontáneo. Los mecanismos que originan este tipo de transporte, denominado transporte activo, son complejos y todavía no se conocen totalmente. Un ejemplo típico de transporte activo es el de cationes potasio, K⁺, hacia el interior de las células desde los líquidos circundantes, que tienen menor concentración de cationes potasio.

En ausencia de transporte activo, la membrana celular permite el paso de moléculas de agua y de todos los solutos permeables hasta que se igualen sus respectivospotenciales químicos a ambos lados de la membrana. No obstante, existe un gran número de especies, tanto en el fluido que rodea la célula como en el fluido celular ocitoplasma, que no pueden atravesar la membrana. Si la concentración total de este soluto es más grande en el fluido que rodea la célula, esta perderá agua por ósmosis, y se dice que el fluido circundante es hipertónico respecto al fluido celular (tiene mayor presión osmótica). En caso contrario, cuando la concentración total del soluto que no puede atravesar la membrana es mayor en el fluido de la célula, esta ganará agua del líquido hipotónicocircundante (de menor presión osmótica). Cuando no se produce transferencia neta de agua entre el fluido celular y el que rodea la célula, se dice que los dos fluidos son isotónicos, es decir, tienen la misma presión osmótica. La sangre y la linfa son aproximadamente isotónicos respecto de las células de un organismo.

Los líquidos de las inyecciones contienen una disolución salina isotónica con la sangre, porque si se inyectara agua directamente, loseritrocitos de la sangre la absorberían por ósmosis hasta estallar.⁷

Osmorreceptores

Hormona antidiurética, vasopresina o ADH. Hblanco, C gris, O rojo, N azul, S amarillo.

Existen unas células especializadas en detectar cambios de la presión osmótica en los líquidos corporales (plasma sanguíneo, fluido intercelular...), llamadas osmorreceptores. Los osmorreceptores pueden localizarse en algunas estructuras, como en el hipotálamo, en lasarterias, entre otros lugares. Mediante estas células, el organismo puede regular la concentración de sales en sus fluidos, la osmolalidad.¹⁵ En los seres humanos, son osmorreceptores los núcleos supraóptico o paraventricular. Por medio de las hormonas antidiuréticas (también llamada vasopresina, ADH o pitresina), los osmorreceptores inhiben ladiuresis con tal de mantener la presión osmótica de la sangre correspondiente a una osmolalidad media de 285 osmol/kg. Es suficiente una variación de tan sólo 3 osmol/kg para activar este mecanismo.¹⁶

La absorción de agua en los vegetales

Semillas germinadas con la radícula llena de pelos absorbentes.

Los vegetales utilizan la presión osmótica para hacer ascender agua a través del xilema desde las raíces hasta las hojas. Así se ha comprobado en los arces al comenzar la primavera y se inicia el movimiento de la savia. Las raíces tienen una gran concentración de azúcaresalmacenados, producidos durante el verano. Cuando se funde la nieve, el agua llega en grandes cantidades a las raíces y entra dentro de ellas a través de pelos absorbentes, y por efecto de la presión osmótica la savia sube hacia las hojas. Sin embargo, en la mayoría de los vegetales no es posible explicar la ascensión de la savia hasta las hojas por medio de la presión osmótica. En las partes más elevadas del vegetal, la savia asciende debido al descenso de presión provocado por la transpiración de las hojas. En ocasiones, en lugar de que las raíces presenten grandes concentraciones de azúcares, se encuentran rodeadas de agua muy salada, produciéndose el fenómeno conocido como ósmosis inversa; este es el caso de losmangles.¹⁷

Organismos osmófilos

Levadura de la especieSaccharomyces cerevisiae, utilizada para la fermentación de la cerveza.

Se denominan osmófilos los organismos extremófilos que pueden crecer en ambientes con una alta concentración de azúcares.¹⁵ Casi todos los microorganismos osmófilos son levaduras. Los osmófilos son similares a los organismos halófilos (medios salinos). La alta concentración de azúcar representa un factor limitante en el crecimiento de muchos microorganismos, pero los osmófilos logran protegerse contra la elevada presión osmótica por medio de la síntesis de osmoprotectores, como alcoholes yaminoácidos. Estos organismos son importantes porque causan el deterioro de productos como loszumos de frutas, los jarabes o la miel, además de tener aplicaciones industriales como la fermentaciónde la cerveza. Algunos ejemplos de este tipo de microorganismos osmófilos son: Saccharomyces rouxii, Saccharomyces bailii, Debaryomyces, y Saccharomyces cerevisiae, la levadura de la cerveza."Saccharomyces" deriva del griego, que significa "moho del azúcar".

Aplicaciones

Científicas

Una de las aplicaciones científicas de la presión osmótica es la determinación de masas moleculares o masas molares, de macromoléculas. A partir de la ecuación de van 't Hoff se puede despejar la masa molar, M, del soluto disuelto:

$\Pi = c \cdot R \cdot T = \frac{n}{V} \cdot R \cdot T = \frac{\frac{m}{M}}{V} \cdot R \cdot T$

Despejando la masa molar, ésta queda en función de constantes y variables que se pueden medir en el laboratorio: la masa disuelta de soluto, la constante de los gases ideales, R, la temperatura absoluta, T, el volumen de disolución, V, y la presión osmótica, $Π$ :

$M = \frac{m \cdot R \cdot T}{\Pi \cdot V}$

Analíticas

En los laboratorios se puede determinar la concentración total de partículas en disolución osmóticamente activas, lo que se conoce comoosmolaridad u osmolalidad, midiendo la presión osmótica. Los aparatos que se utilizan se denominan osmómetros de membrana. Se trata de aparatos automatizados que permiten la realización de las determinaciones de presión osmótica de forma rápida.

Industriales

Bobina de membrana semipermeable empleada en la desalinización del agua salobre.

En la industria se emplea la ósmosis inversa. Se trata de un procedimiento que invierte la difusión normal de disolvente desde la disolución diluida hacia la disolución concentrada, aplicando una presión sobre la disolución concentrada que supera a la presión osmótica, permitiendo el paso de disolvente desde la disolución concentrada a la diluida.

Los campos de aplicación de la ósmosis inversa son cada vez más numerosos. Las áreas de laingeniería que más se han visto beneficiadas con estas aplicaciones son principalmente las industrias de los alimentos, del papel, la biomedicina, la petroquímica, la nuclear y, entre otras, la de separación o purificación de gases, donde se obtiene hidrógeno de la disociación del amonio, sulfuro de hidrógenodel gas natural de las refinerías, helio del gas natural, así como el enriquecimiento de oxígeno a partir del aire. También cabe destacar la recuperación de sustancias valiosas en fluidos de deshechos industriales. No obstante, la aplicación más importante es la desalinización del agua salada marina para su potabilización, lo cual ha permitido abastecer con agua de calidad a poblaciones situadas en lugares donde los recursos hidráulicos son insuficientes.

Quimica - Soluciones

SOLUCIONES: Mezclas homogéneas (una sola fase) con composiciones variables. Resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio físico. Una sustancia (soluto) se disuelve en otra (solvente) formando una sola fase. Los componentes pueden separarse utilizando procedimientos físicos.

MEZCLAS: Mezclas heterogéneas (más de una fase). Resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio físico.

FASE: Porción de materia con propiedades uniformes. Porción de un sistema separado de los otros por límites físicos.

SOLUTO: Componente de una solución que se encuentra en cantidad menor. Es la fase de menor proporción.

SOLVENTE: Componente de una solución que se encuentra en cantidad mayor. Es la fase de mayor proporción.

SOLUCIÓN ACUOSA: El solvente es el agua. El soluto puede ser un sólido, un líquido o un gas.

TIPOS DE SOLUCIONES:

- Gas en líquido.

- Líquido en líquido.

- Sólido en líquido.

- Gas en gas.

- Líquido en gas.

- Sólido en gas.

- Gas en sólido.

- Líquido en sólido.

- Sólido en sólido.

SOLUBILIDAD: Cantidad máxima de soluto que puede ser disuelta por un determinado solvente. Varía con la presión y con la temperatura. Es un dato cuantitativo.

MISCIBILIDAD: Capacidad de una sustancia para disolverse en otra. Es un dato cualitativo. Separa los pares de sustancias en "miscibles" y "no miscibles".

CURVA DE SOLUBILIDAD: Representación gráfica de la solubilidad de un soluto en determinado solvente (eje y) en función de la temperatura (eje x).

SOLUCIÓN SATURADA: Solución que contiene la máxima cantidad de soluto que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura. Si se le agrega más soluto no lo disuelve: si es un sólido en un solvente líquido, el exceso precipita; si es un líquido en solvente líquido, el exceso queda separado del solvente por encima o por debajo según su densidad relativa; si es un gas en un solvente líquido, el exceso de soluto escapa en forma de burbujas. En una solución saturada de un sólido en un líquido, el proceso de disolución tiene la misma velocidad que el proceso de precipitación.

SOLUCIÓN NO SATURADA: Solución que contiene una cantidad de soluto menor que la que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura.

CARACTERÍSTICA GENERAL DE LA SOLUBILIDAD: Como ya fuera descubierto hace varios siglos, "lo similar disuelve a lo similar". Las sustancias iónicas son solubles en solventes iónicos. Las sustancias covalentes son solubles en solventes covalentes.

CASO PARTICULAR. SOLUCIONES DE GASES EN LÍQUIDOS: La solubilidad de un soluto gaseoso en un solvente líquido depende de cuatro factores: a) temperatura; b) presión; c) energía; y d) entropía. Se aplica la llamada "Ley de Henry" que permite conocer la presión parcial del soluto gaseoso en función de su fracción molar y de una constante que depende del gas y de su temperatura.

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE DISOLUCIÓN: a) tamaño de las partículas del soluto; b) naturaleza física del soluto; c) naturaleza física del solvente; d) temperatura; y e) grado de agitación del soluto y del solvente.

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS: Existen numerosos métodos, la mayoría adaptados a casos especiales de solutos y solventes determinados, bajo condiciones determinadas. Según el profesor Carlos Mosquera Suárez, de la U. D. Fco. José de Caldas (Colombia), doce son los métodos generales más utilizados:

- Disolución (sólido de sólido - uno soluble y el otro no).

- Maceración (sólido de sólido - trituración + disolución).

- Extracción (sólido de sólido - en frío con Soxhlet o en caliente por decocción).

- Lixiviación (sólido de sólido - disolución con arrastre).

- Tamizado (sólido de sólido - a través de mallas de alambre de distintos diámetros).

- Destilación (líquido de líquido - homogénea - por diferencia en el punto de ebullición entre ambos).

- Decantación (líquido de líquido - heterogénea - por diferencia entre la densidad de ambos).

- Evaporación (sólido de líquido - homogénea - se calienta para evaporar el solvente y queda el soluto).

- Cristalización (sólido de líquido - homogénea - se baja la temperatura para que cristalice el sólido - luego se filtra o decanta).

- Filtración (sólido de líquido - heterogénea - se hace pasar a través de un filtro que retenga el sólido pero no el líquido).

- Centrifugación (sólido de líquido - homogénea - se aumenta la aceleración de la gravedad por aumentar la fuerza centrífuga, facilitando la precipitación del sólido).

- Cromatografía (todos los casos - homogénea - se usa una fase móvil y una fija, la móvil viaja sobre la fija y sus componentes se van separando según su facilidad de migración, la que depende de diversos factores, por ejemplo su peso molecular).

EXPRESIÓN DE LAS CONCENTRACIONES DE LAS SOLUCIONES:

Concentración: cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente, o cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solución. Siempre indica una proporción entre soluto y solvente.

Porcentaje en masa (m/m): Cantidad de gramos de soluto disuelto en 100 gramos de solución.

Porcentaje en volumen (V/V): Volumen en mililitros de soluto disuelto en 100 mililitros de solución.

Porcentaje masa a volumen (m/V): Cantidad de gramos de soluto disuelto en 100 mililitros de solución.

Partes por millón (ppm): Cantidad de miligramos de soluto disuelto en 1 litro (ó 1 Kg) de solución.

Formalidad (F): Cantidad de "moles fórmula" de soluto disuelto en 1 litro de solución. Un mol fórmula toma en cuenta la molécula de soluto sin disociar.

Molaridad (M): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 litro de solución. Este concepto de mol se aplica a la molécula de soluto disociada en iones.

Molalidad (m): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 Kg de solvente.

Normalidad (N): Cantidad de equivalentes-gramo de soluto disuelto en 1 litro de solución. Equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que reaccionaría con 1,008 gramos de hidrógeno, es decir, con un átomo-gramo de este elemento.

Fracción molar (X): Cantidad de moles de soluto o de solvente con respecto al número total de moles de la solución.

Porcentaje molar (X%); Fracción molar multiplicada por 100.

lunes, 7 de junio de 2010

leyes de los gases

Leyes de los Gases
Introducción
Un gas (o cuerpo gaseoso), es un estado homogéneo de agregación de la materia en que ésta tiene la forma y el volumen del recipiente que la contiene. Todos los gases, idealmente, se comportan en forma similar ante los cambios de presión y temperatura, pudiéndose expansionar y comprimir entre límites muy amplios, cosa imposible en líquidos y sólidos. Los gases, aunque lentamente, tienden a interpenetrarse entre sí (difusión), lo que los hace miscibles en todas proporciones; por esto las mezclas gaseosas son totalmente homogéneas. Para describir y caracterizar un gas es indispensable especificar la temperatura y presión a que se mide su volumen.
Unidades para la medición de gases.
Las más usuales son: la temperatura y la presión
Para la temperatura, los grados centígrados o Celsius ( °C) (ver Cap. 1); grados Fahrenheit ( °F) y grados absolutos o Kelvin, cuyo 0°K es igual a -273°C y corresponde a la temperatura más baja que se puede obtener. En la escala de grados Kelvin el agua hierve a 373°K. Usualmente las temperaturas en grados centígrados se representan por una t, mientas que las temperaturas absolutas o de Kelvin, por una T. Estas escalas se relacionan como sigue:
°K = °C + 273 °C = 5/9 ( °F - 32) °F = 9/5 °C + 32 .
Ejemplo 1
La temperatura en un día de verano fue 35°C y la de un día de invierno 5°C. Expresar las temperaturas anteriores en grados Fahrenheit (°F) y en grados Kelvin (°K).
Respuesta
Substituyendo en las fórmulas anteriores
°F = 9/5 X 35 + 32 = 95°F °K = 273 + 35 = 300°K
°F =9/5 X 5 + 32 = 41°F °K = 273 + 5 = 278°K
Para la presión (fuerza ejercida sobre una superficie de dimensiones unitarias), se mide en milímetros de mercurio (mm de Hg) o atmósferas (atm.). Una atmósfera estándar es la presión que, a 0° y al nivel del mar ejerce sobre una superficie de un centímetro cuadrado (CM2 una columna de mercurio de 760 mm de altura. Por lo que:
1 atm = 760 mm de Hg o también, 1 atm = 14.7 lbs/pulg2
Los milímetros de mercurio son convencionalmente aceptados como unidad de presión por ser directamente proporcionales a las verdaderas unidades de presión, de las que difieren por el producto constante de la densidad
del mercurio por la aceleración de la gravedad.
Ejemplo 2
¿A cuánto equivale la presión de 760 mm de Hg en unidades de: (a) libras por pulgada cuadrada; (b) atmósferas; (c) gramos por centímetro cuadrado?
Respuesta
(a) Para determinar la presión en libras/pulg2, necesitamos las siguientes equivalencias:
1034 g/cm2 = 1 atm = 14.7 lb/pulg2
Por lo que:
De donde:
(b) Ya que 1034 g/cm2 = 1 atm
(c) Las unidades en gramos/cm2 son directamente proporcionales a dinas/cm2 y se obtienen multiplicando
altura por densidad.
P = altura X densidad
En este caso:
P = 72 cm X 13.6 g/cma P = 979 g/cm2
Usualmente se utiliza el litro (l), el mililitro (ml) o el centímetro cúbico (cc) para medir el volumen. En la
práctica el ml se considera igual al cc.
Condiciones estándar o normales
El conjunto de presión y temperatura escogidas como estándar para especificar el volumen de un gas son 0°C ó 273°K y 760 mm de Hg; TPE o TPN en forma abreviada.
Teoría cinética-molecular
La teoría cinética-molecular trata de explicar el comportamiento y propiedades de los gases. Con extensiones apropiadas es aplicable a los estados líquido y sólido.
Sus principales postulados son:
1. Toda la materia está formada por partículas discretas, muy pequeñas, llamadas moléculas (para los compuestos) o átomos (para elementos metálicos o gases nobles). En los gases las moléculas están relativamente alejadas entre sí.
2. Las moléculas de todas las substancias gaseosas están continuamente moviéndose a altas velocidades y en línea recta. Las moléculas diferentes tienen diferentes velocidades, pero el promedio de la energía cinética de todas las moléculas, en conjunto, es directamente proporcional a la temperatura absoluta. A la misma temperatura absoluta, la energía cinética media de las moléculas es igual en todos los gases. Los choques entre moléculas son completamente elásticos, es decir, cuando chocan entre sí o contra las paredes del recipiente, rebotan sin pérdida de energía. Esta afirmación es indispensable para explicar por qué la presión de un gas no cambia con el tiempo.(Al final de este capítulo se deduce la fórmula matemática).
Los postulados anteriores permiten explicar por qué:
a) Los gases ejercen tina presión. La presión se debe a los choques de las moléculas contra la pared del recipiente. Cada molécula choca y rebota sin pérdida de energía. Aunque la fuerza ejercida por una molécula es pequeña, el número de colisiones en una determinada área por segundo es muy grande. Como las moléculas están moviéndose rápidamente y en todas direcciones, ejercen la misma presión en todas partes del recipiente.
b) Los gases son muy compresibles. Las moléculas de un gas están relativamente muy separadas y hay entre ellas un gran vacío. El rápido movimiento de las moléculas crea la impresión de que ocupan todo el espacio que las encierra, aunque en cualquier instante la mayor parte del espacio está vacío. La compresión junta a las moléculas, disminuyendo el espacio que las separa. Por el contrario, la disminución de la presión ejercida sobre un gas permite que las moléculas se alejen y ocupen más espacio o volumen.
c) Los gases se difunden muy fácilmente. La difusión de los gases en un recipiente vacío o entre las moléculas de otro gas, se debe al rápido movimiento de las moléculas y a su capacidad de ocupar los espacios que hay entre ellas.
d) La presión ejercida por un gas aumenta con la temperatura, si el volumen permanece constante. Al elevar la temperatura, se aumenta la energía cinética de las moléculas debido al incremento en su velocidad. Estas moléculas que se mueven a mayor velocidad chocan con más energía y celeridad por segundo contra las paredes del recipiente y así ejercen una presión mayor.
e) Los gases se expanden al calentarlos si la presión permanece constantes. Como se indicó en (d) una elevación de temperatura aumentará la velocidad de las moléculas. Si el volumen permanece constante, la presión deberá aumentar debido a la mayor energía de las moléculas que chocan contra las paredes del recipiente. Pero como la presión se mantiene constante, es necesario dejar que el gas se expansione y así disminuye el número de colisiones contra la pared sin variar la presión.
Leyes de los gases
Dentro de ciertos límites de baja y alta temperatura, el comportamiento de todos los gases se ajusta a tres leyes, las cuales relacionan el volumen de un gas con su temperatura y presión. Los gases que obedecen estas leyes son llamados gases ideales o perfectos.
Ley de Boyle y Mariotte
A temperatura constante, el volumen de cualquier masa de gas es inversamente proporcional a la presión que se le aplica. (ver, b). Expresado matemáticamente:
V = kP P = presión; V = volumen;
PV = k k = constante de proporcionalidad.
Esta constante depende de las unidades usadas, la masa del gas y la temperatura.
Una forma más útil de la ley, considerando los estados inicial (V1P1) y final (P2V2) de un gas es:
P1V1 = P2V2
Ejemplo 3
Una muestra de un gas ocupa 8 litros a 25°C y 760 mm de Hg. Calcular el volumen a:
(a) 25°C y 1520 mm de Hg (b) 25°C y 380 mm de Hg
Respuesta
La temperatura del problema es constante, pudiendo aplicarse la ley de Boyle y Mariotte:
P1V1 = P2V2
a) Asignando valores P1 = 760 mm d;. Hg V1 = 8 litros: P2 = 1520 mm de Hg; V2= ?
Por lo tanto:
8 X 760 = V2 1520
despejando:
b) Asignando valores P1 = 760 mm Hg; V1 = 8 1; PZ = 380; mm Hg V2 ?
Por lo tanto:
8 X 760 = V2 X 380
Ley de Charles
A presión constante el volumen de una determinada masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. La temperatura de un gas depende de las energías de sus moléculas; temperaturas más elevadas indican mayores energías y éstas indican mayores velocidades de las moléculas, por lo que las presiones serán mayores. Para mantener constante la presión al aumentar la temperatura, deberá aumentarse el volumen.
Lo anterior se expresa matemáticamente como sigue:
V = kT, en donde V = volumen; T = temperatura absoluta;
k = constantes de proporcionalidad que depende de las unidades usadas y de la masa del gas
Trasponiendo:
Considerando los estados iniciales y finales
Ejemplo 4
Una muestra de gas tiene un volumen de 250 ml a 50°C. ¿Cuál será el volumen a 0°C, si su presión permanece constante?
Respuesta
Primero se convierten las temperaturas de °C a °K
50° + 273° = 348°K
0° + 273° = 273°K
Como la temperatura final es menor que la inicial, también disminuirá el volumen. Luego substituyendo
y despejando V2
Ley de Gay-Lussac
A volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Lo que se expresa matemáticamente así:
P = kT
Trasponiendo:
Ejemplo 5
¿Cuál será la presión de un gas a 85°C, sabiendo que a 25°C es de 625 mm Hg?
Respuesta
Primero se cambian las temperaturas de °C a °K
85° + 273° = 358 °K
25° + 273° = 298 °K
Como el volumen es constante, al aumentar la temperatura aumentará la presión.
Ley de Avogadro
Tal como se explica en el Cap. 3 a volúmenes iguales de gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de moléculas. Es decir, el volumen de una determinada masa gaseosa, a temperatura y presión constante, es proporcional al número de moléculas. Expresado matemáticamente:
V = kn; a temperatura y presión constante
V = volumen
n = el número de moléculas o el número de moles
k = constante de proporcionalidad
Combinación de las leyes de los gasesLas expresiones matemáticas de las leyes de Boyle-Mariotte y de Charles se combinan para dar una ecuación muy útil para calcular un nuevo volumen cuando cambian, tanto la presión como la temperatura
Resultados iguales a los obtenidos con esta fórmula se obtienen por razonamiento lógico. Para determinar la influencia que ejercen, sobre el volumen, los cambios de presión y temperatura se plantea el problema como si estuviera separado en dos. Primero, se considera el cambio del volumen al cambiar la presión, manteniendo constante la temperatura y, luego, cambia el volumen obtenido variando la temperatura y manteniendo constante la presión.
Ejemplo 6
Un gas ocupa 500 ml a 30°C y 720 mm Hg. ¿Cuál será su volumen en las condiciones estándar (0°C760 mm Hg)?
Respuesta
Cambiando las temperaturas de °C a °K .
30°C + 273° C = 303°K
0°C + 273° C = 273°K
Substituyendo, en la expresión matemática de la combinación de las leyes de los gases ideales
Despejando:
mm de Hg X 500 m1 X 273°K = V ml = 427 ml. 760 mm Hg X 303°K
Por razonamiento lógico, considerando la temperatura constante (303°K) y substituyendo, en la fórmula de la ley de Boyle-Mariotte
Considerando la presión constante (760 mm de Hg) y substituyendo en la fórmula de la ley de Charles, con el nuevo volumen de 473 ml
Despejando:
La combinación más general de las leyes del estado gaseoso incluye la ley de Avogadro, expresando la relación entre volumen, temperatura, presión y número de moléculas:
El valor de la constante de proporcionalidad k se puede calcular usando el volumen de 22.412 lts. que ocupa una mol de gas en condiciones estándar de presión y temperatura
P = 1 atm; V = 22.412 1; n = 1 mol; T = 273°K
Substituyendo:
Esta constante k se llama constante universal de los gases y se simboliza con una R.
" Anteriormente los químicos usaban el valor de 16.0000 asignado a un átomo de oxígeno. Los físicos empleaban como unidad el peso de uno de los isótopos del oxígeno, el O16. Esto originaba pequeñas discrepancias en muchos datos físicos.La ley de los gases ideales o perfectos queda expresada matemáticamente por:
en donde R = 0.08205 litros-atm mol-1 grado-1*
Ejemplo 7
¿Cuántas moles de un gas ideal hay en 1 litro a 1 atm de presión y 27ºC?
Respuesta
Substituyendo en la ecuación que expresa la ley de los gases ideales
Ejemplo 8
¿Cuál es la presión de 0.2 mol de un gas que ocupa un volumen de 4 litros a 54ºC?
Respuesta
Substituyendo en la ecuación PV = nRT
P = 1.34 atm.
Ley de Dalton sobre las presiones parciales.
La presión total de una mezcla gaseosa es la suma de las presiones parciales de los gases que la componen
Esta ley se usa frecuentemente para calcular la presión de un gas que ha sido recogido o almacenado por desplazamiento de agua, puesto que estos gases se saturan de agua, y la presión total de ellos es la suma de las presiones del gas y del vapor de agua a la temperatura de observación. Para obtener la presión verdadera del gas es necesario restar la presión del vapor de agua.
En la Tabla 4-1 se encuentra este dato para varias temperaturas, como podemos ver en la página siguiente.
TABLA 4-1
PRESION DEL VAPOR DE AGUA A DIFERENTES TEMPERATURAS

P en mm de Hg
Â°C
P en mm de Hg
Â°C
P en mm de Hg
Â°C
4.6
0
18.6
21
31.8
30
6.5
5
19.8
22
55.3
40
9.2
10
21.0
23
92.5
50
12.8
15
22.4
24
149.4
60
13.6
16
23.8
25
233.7
70
14.5
17
25.2
26
355.1
80
15.5
18
26.7
27
525.8
90
16.5
19
28.3
28
760.0
100
17.5
20
30.0
29

Aplicaciones
La ley de Dalton de las presiones parciales se expresa matemáticamente por:
Ptotal = P1 + P2 + P3 . . . Pn
En donde P1, P2, P3 y Pn son las presiones parciales del primero, segundo, tercero y enésimo componente de la mezcla gaseosa.
Ejemplo 9
Se recogió un gas por desplazamiento de agua a 27 ºC. La presión barométrica durante la recolección fue 766.7 mm Hg. Se recogieron a esta temperatura y presión 250 ml. ¿Cuál es el volumen del gas seco en condiciones estándar?
Respuesta
Usando la ecuación combinada para los gases ideales se obtiene V2, volumen en condiciones estándar.
V1 = 250 ml T1 = 300 ºK P2 = 760 mm
V2 = ? T2 = 273 ºK
Para obtener P1, la presión verdadera del gas, usamos la ley de Dalton y buscando en la Tabla 4-1 la presión de vapor del agua a 27 ºC, tenemos:
P1 = Pt - PH2O = 766.7 - 26.7 = 740 mm Hg
Substituyendo:
V2 = 221 ml a condiciones estándar

DISOLUCIONES QUIMICAS

SOLUBILIDAD: la solubilidad expresa la cantidad de gramos de soluto disueltos por cada 100g de disolvente a una determinada temperatura. Para calcularla, se utiliza la siguiente relación.
Para que una sustancia se disuelva en otra debe existir semejanza en las polaridades de sus moléculas. Por ejemplo el agua es un compuesto polar, por ello disuelve con facilidad a las sustancias polares como son los ácidos, hidróxidos y sales inorgánicas y a los compuestos orgánicos polares. Esta regla no es totalitaria, ya que existen compuestos inorgánicos altamente polares que son insolubles en agua como son los carbonatos, fosfatos (exceptuando a los del grupo IA y del NH4+), los hidróxidos (exceptuando los del grupo IA y el Ba(OH)2) y los sulfuros (exceptuando a los del grupo IA, IIA, del NH4+) esta situación está relacionada con el tamaño de la molécula y las fuerzas ínteriónicas.
Las sustancias se consideran insolubles cuando la solubilidad es menor a 0,1 mg de soluto por cada 100g disolvente. Y cuando un líquido no se disuelve en otro líquido se dice que no son miscibles.
. FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD: La naturaleza del soluto y del solvente, la temperatura y la presión.
LA NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL SOLVENTE: no existe una regla fija que permite establecer una generalización en cuanto al fenómeno de la disolución. Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual ocurre solo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar. Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las sustancias de polaridad semejante, aunque este proceso puede ser interferido por la existen de moléculas más voluminosas que las del solvente y por ende, la existencias de fuerzas intermoleculares superiores a las que podrían establecerse entre el soluto y el solvente
EFECTO DE LA TEMPERATURA: generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de disolución de un soluto. Lo que se explica por los siguiente hechos:
El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad de difusión de las partículas del soluto en el seno del solvente.
El calor suministrado es absorbido por las moléculas del soluto, debilitándose las fuerzas intermoleculares y facilitándose el proceso de solvatación.
Si embargo, existen casos en donde un aumento de temperatura disminuye la solubilidad, como el caso del Ce2(SO4)3 el cual su solubilidad en agua a O ºC es de 39,5 % mientras que a 100 C es de 2,5 %.
Existe otro caso como el del NaCl el cual una variación de temperatura no altera, apreciablemente la solubilidad. Otro caso muy particular es el Na2S04 el cual al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad hasta alcanzar un máximo, a partir de allí un incremento de temperatura, disminuye la solubilidad. Este comportamiento se debe a que a cierta temperatura los cristales de la sal se hidratan provocando un descenso en la solubilidad.
La influencia de la temperatura en la solubilidad de las sustancias, para algunas sustancias se han recogidos datos experimentales que han permitido construir la gráfica de solubilidad en función de la temperatura.
En la gráfica se encuentra la relación soluto - solvente para una disolución saturada a la temperatura en consideración.
Ej. la sustancia D, forma una disolución saturada a 20 ºC cuando 25g de ella están disueltos en 100g del solvente.
CURVA DE SOLUBILIDAD
100
A
C
90
80
70

E
B

60

50
D
40

F
30
20
10
20 30 40 50 60 70 80 90 100
TEMPERATURA (ºC)
El proceso de disolución de una sustancia puede ser endotérmico ó exotérmico. Un aumento de temperatura favorece la disolución en los procesos endotérmicos; y una disminución de temperatura favorece la disolución en los procesos exotérmicos.
ACTIVIDAD Nº 1
1. Si A, B, C, D, E y F son sustancias químicas, cuál de ellas posee mayor solubilidad a 25º C, y cuál posee menor solubilidad a la misma temperatura?
2. Qué explicación le da Ud., al comportamiento que presenta la sustancia E.
Calcule la solubilidad de las siguientes sustancias en agua:
Soluto
Temperatura (ºC)
Masa de sto. (g)
Masa de ste. (g)
NaCl
0
18,75
50
Cr(NO3)3.9H2O
15
416
200
MnSO4. H2O
20
7
10
Na2S2O3
25
25
50
EFECTO DE LA PRESION: este es un factor que tiene efecto apreciable en la solubilidad de gases. Experimentalmente se ha comprobado que la solubilidad del gas es directamente proporcional a las presiones aplicadas.
MECANISMO DE LAS DESOLUCIONES :para entender el proceso de formación de una disolución se debe tomar en cuenta el tipo de fuerzas intermoleculares existentes tanto en el soluto como en el solvente. Estas fuerzas pueden ser:
Fuerzas de Van Der Waals.
Interaciones dipolo - dipolo.
Fuerzas interiónicas.
Puentes de hidrógeno.
Las fuerzas de Van Der Waals la presentan los compuestos no polares. Por eso, si el soluto es no polar y el solvente también se cumple el principio que lo " semejante disuelve a lo semejante ". Esta interacción se establece generalmente entre sustancias orgánicas.
La interacciones dipolo - dipolo la presentan las moléculas polares. Las fuerzas dipolo - dipolo pueden ser:
Dipolo permanente - dipolo permanente ( fuerzas de Keeson ).
Dipolo permanente - dipolo inducido ( fuerzas de Debye ).
Dipolo inducido - dipolo inducido ( Fuerzas London ).
Un solvente polar disuelve a compuestos polares, y a los compuestos iónicos.
Las sustancias no polares al entrar en contacto con las moléculas de un solvente no polar, si el choque de las moléculas es lo suficientemente fuerte para vencer las fuerzas intermoleculares ( fuerzas de Van Der Waals ), loa sustancias se disuelve, de lo contrario no ocurre la disolución. La estabilidad del sistema se alcanza debido a que las fuerzas de Van Der Waals se establecerá entre moléculas del soluto y del solvente.
Ej. Cuando el Yodo; I2 (compuesto no polar) se disuelve en tetracloruro de carbono (CCl4).
Cuando el solvente es polar y el soluto es polar o iónico se establece una atracción electrostática entre las moléculas del soluto y del solvente, orientándose el polo positivo de la molécula del solvente hacia el negativo de la molécula del soluto.
Ej: metánol en agua
OH d - agua
C O d -H H
H d +
Metanol H d + H d +
agua
metanol
solvatación de la molécula metanol por moléculas de agua.
La solubilidad del metanol, en agua, se ve facilitado por allí se hacen presente también los puentes de hidrógenos, ya que el metanol y el agua presentan un átomo muy electronegativo, como lo es el oxígeno y poseen hidrogeno.
Cuando el solvente es polar y el soluto es iónico, la interacción que se establece es ión - dipolo.
Ej: agua (compuesto polar). con NaCl (compuestos iónico)
solvatación ión - dipolo.
Para ver las fórmulas seleccione la opción "Descargar" del menú superior
Cuando el cloruro de sodio entra en contacto con el agua, los iones de la sal que se encuentran en la superficie del cristal, son rodeados por moléculas de agua, orientadas tal como muestra el dibujo.
No siempre un sólido iónico es soluble en agua, la cual es el disolvente por excelencia, y además altamente polar. Ello va a depender del tamaño de los iones. La moléculas de agua está formada por dos átomo pequeños; por eso mientras más pequeños son los iones, más solubles es el compuesto.
CONCETRACION DE UNA DISOLUCION: expresa la proporción en que se encuentra el soluto en relación con la totalidad de la disolución, y la misma se indica mediante unidades físicas y químicas.
UNIDADES FISICAS
Porcentaje masa/masa (% m/m): expresa la cantidad de gramos de soluto que existen por cada 100 gramos de disolución.
Ej: Disolución azucarada al 5 % m/m. Ello indica que dicha disolución contiene: a) 5g de azúcar por cada 100 g de disolución.
b) 5g de azúcar en 95 g de agua.
c) 95 g de solvente por cada 100 g de disolución.
CALCULO:
Se disuelve 0,5 gramos de AgN03 en 40 gramos de agua. Calcular la concentración de la disolución en % m/m.
DATOS
sto= 0,5g sol= ?
ste= 40g C= ?
calculando masa de disolución:
m disol = m sto + m ste =====> m disol = 0,5g + 40g =40,5 g disol.
.
0,5 g sto
b) % m/m= 100 g disol x ------------- 1,23 g sto/100g disol.
40,5g sol
=====> por definición: C = 1,23 % m/m.
b) % masa/volumen ( % m/V): expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 cm3 de disolución.
EJ: Se tienen 400cm3 de una disolución alcalina al 10% m/V. Calcule la cantidad de soluto.
DATOS:
C= 10 % m/V.
Vdisol= 400 cm3.
el 10% m/V expresa que por cada 100 cm3 de disolución hay 10 gramos de alcalis.
10 g sto
msto= 400 cm3 disol x ------------------- = 40 g sto.
100cm3 disol.
c) Porcentaje volumen/ volumen: expresa la cantidad de cm3 de soluto que hay por cada 100 cm3 de disolución.
Ej: ¿Qué cantidad de agua se ha de agregar a 60 cm3 de alcohol etílico para que la disolución resultante sea 2,5 % V/V?
DATOS:
C= 2,5 % V/V.
ste= ?
sto= 60 cm3.
La concetración del 2,5 % V/V expresa que existen 2,5 cm3 de alcohol por cada 100 cm3 de disolución; ó 2,5 cm3 de alcohol por cada 97,5 cm3 de disolvente.
2,5 % v/v= 100 cm3 sol - 2,5 cm3 sto= 97,5 cm3 de disolvente.
97,5 cm3
V diste = 60 cm3 sto x ---------------- = 2 340 cm3 diste.
2,5 cm3 sto
d) Concentración en g/L: expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada litro de disolución.
Ej: Se disuelven 4,5 gramos de CuS04 en agua hasta obtener 700 cm3 de sol. Calcular la concentración en g/L.
DATOS
m sto= 4,5 g CuS04
Vsol= 700 cm3
C= ? ( g/L)
1 L
1000 cm3
4,5 g CuS04
V disol= 700 cm3 x ------------- = 0,7 L
b) C= ------------------ = 6,43 g/L
0,7 L
ACTIVIDAD 2
1) Calcular la cantidad de soluto y solvente que hay en:
a) 400 gramos de disolución al 6 % m/m. R: 24 g sto. y 376 g ste.
b) 56 gramos de disolución al 30 % m/m. R: 16,8 g y 39,2 g
c) 450 gramos de disolución al 10 % m/m R: 45 g y 405 g
d) 200 gramos de disolución al 5 % m/m R: 10 g y 190 g
e) 450 gramos de disolución al 20 % v/v R: 90 mL y 360 mL
f) 980 mL de disolución al 25 % v/v R: 245 mL y 735 mL.
g) 50 mL de disolución al 30 % v/v R: 15 mL y 35 mL
2) Calcular la concentración de la disoluciones que se han preparado disolviendo:
a) 20 gramos de azúcar en 300 gramos de agua R: 6,25 % m/m
b) 6 gramos de sal en 80 gramos de agua R: 6,98 % m/m
c) 50 gramos de naftaleno en 500 gramos de benceno. R: 9,1 % m/m
d) 20 mL de alcohol en 40 mL de agua (vol. aditivos) R: 33,33 % v/v
e) 5 mL de éter en 60 mL de alcohol (vol. aditivos) R: 7,7 % v/v
f) 60 gramos de glucosa en 800 mL de disolución. R: 7,5 % m/v
g) 3 gramos de nitrato de plata en 60 mL de disolución. R: 5 % m/v
h) 15 gramos de úrea en 750 mL de disolución. R: 2 % m/v
ACTIVIDAD 3
1.Defina el término densidad, e indique su utilidad.
2. Complete el siguiente cuadro:
Disolución
% m/m
Densidad de la disol. en g/mL
% m/V
A
10 %
1,12
B
1,019
10 %
C
8 %
1,15
D
1,21
25 %
E
30 %
1,2
F
0,94
15 %
G
6 %
1,09
H
1,005
2 %
I
20 %
1,16
J
1,3
20 %
UNIDADES QUIMICAS.
Concentración en mol/L: (molaridad) El Sistema Internacional de Pesos y Medidas: SI); no acepta el término molaridad, el cual debe sustituirse por concentración en mol/dm3. (1 dm3= 1 litro). La concentración en mol/L expresa la cantidad de moles de soluto que hay por cada decímetro cúbico (dm3) de disolución; o la cantidad de milimoles (mmol) de soluto por cada centímetro cúbico de la disolución, (1 mol = 1000 mmol). Se simboliza: [ A ] ó CA.
Ej: Una disolución de ácido sulfúrico de concentración 2 mol/L, significa que la misma contiene 2 moles de H2S04 por cada litro de disolución.
ACTIVIDAD 4
1. Escriba las fórmulas de las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, hidróxido de aluminio, fosfato de sodio, hidróxido de zinc, ácido nítrico, carbonato de potasio, nitrato de calcio.
2. Para cada una de las sustancias anteriores, calcule la masa molar.
3. Para cada sustancia mencionada en el ejercicio 1, calcule la cantidad de moles que hay en 100 gramos de la misma.
APLICACION: se disuelven 2 gramos de Na0H en agua hasta obtenerse 750 cm3 de disolución. Calcular la concentración en mol/L. MNa0H= 40 g/moL.
m sto= 2 g Na0H
Vdisol= 750 cm3
C = ? mol/L
1 L
a) V disol= 750 cm3 x ------------- = 0,75 L
1000 cm3
1 mol NaOH
b) n Na0H= 2g NaOH x --------------- = 0,05 mol
40 g NaOH
0,05 mol
c) [Na0H] = ------------- = 0,067 mol/L
0,75 L
b) Concentración en equivalente-gramo/litro: expresa la cantidad de equivalentes gramos de soluto por cada litro de disolución , o miliequivalentes-gramos por cada centímetro cúbico de disolución. El uso de esta unidad no es admitida por el Sistema Internacional.
El equivalente gramo de una sustancia representa la cantidad de la misma que es capaz de reaccionar químicamente con una cantidad especifica de otra sustancia.
Ej: 2Al + 6 HCl -------- 2 Al Cl3 + 3H2
2mol 6mol
(54g) 6(36,5g) simplificando
9 g 36,5 g
1 Eq-g Al reacciona con 1 Eq-g HCl ======> 1 Eq-g Al = 9 g ;1 Eq-g HCl = 36,5 g
Estequiometricamente 2 moles de Al (54 g) reaccionan completamente con 6 moles HCl (219 g)
Calculando g HCl que reaccionan con 9 g Al:
1 mol 6 moles HCl 36,5 g HCl
g HCl= 9 g Al x ------------ x ------------- x --------------- = 36,5 g
27 g Al 2 mol Al 1 mol HCl
Un equivalente gramo expresa la cantidad de gramos de la sustancia indicada por el peso equivalente.
CALCULO DEL PESO EQUIVALENTE: Para calcular el peso equivalente de una sustancia se debe considerar si la misma es un ácido, una base o hidróxido, una sal o un elemento.
M
Para un ácido: PE= ------------
Nro. H+
98g/mol
Ej: H2S04= PE= ------------- = 49 g/ Eq-g
2 Eq-g/mol
M
Nro. OH-
78g/mol
Ej: Al (0H)3 = PE = -------------- = 26 g/ Eq-g
3 Eq-g/mol
M
c) Para una sal: PE= ----------------------------------
Nro. de oxid. total del ión
+3 -2 296 g/mol
Ej: Cr2 (S04)3 = PE= --------------- = 49,3 g/ Eq-g
6 mol/Eq-g
A
Para un hidróxido: PE= ------------
Nro. Oxidación
27 g/at-g
Ej: PE Al = ---------------- = 9 g/Eq-g
3 Eq-g/at-g
Para las sustancias que actúan como oxidantes o reductoras, el peso equivalente es igual a la masa molar entre el número de moles de electrones ganados o perdidos.
M 158 g
Ej: KMn04 -------------> Mn02 PE(KMnO4)= ----- = -------- =
(+7) + 3 e- (+4) 3 3
52,67 g/Eq-g
122,5 g
2 KCl03+ ----------------> Cl2 PE ( KClO3)= ------------ = 12,25 g/Eq-g
(+5) + 10 e- (0) 10
ACTIVIDAD 5
1. Calcule el peso equivalente de cada una de las sustancias mencionadas en el la actividad 4, ejercicio 1.
Ejercicio: a) ¿Cuántos gramos de HCl se deben disolver en agua para producir 500 cm3 de disolución ácida de concentración 1,5 Eq-g/L?
DATOS:
Vdisol= 500 cm3
C= 1,5 eq - g/ L
mHCl= ? 1 L 1,5 Eq-g 36,5 g HCl
m HCl= 500 cm3 x ---------- x ----------- x --------------- = 27,38 g HCl
100cm3 1 L 1 eq-g HCl
Para un elemento: PE = --------------------
Ej: Una disolución acuosa de Ca(0H)2 1 molal significa que la misma contiene 1 mol de Ca(0H)2 (74g) en un kg de agua.
Ej: Al disolver 40cm3 de disol HCl al 37% m/m y de densidad 1,12 g/cm3 en 200cm3 de agua. Cuál es la molalidad de la disolución?
DATOS 1,12 g disol 37 g HCl 1mol HCl
Vdisol= 40 cm3 a) moles HCl: 40cm3 x------------- x ---------- x -----------
C = 37 % m/m 1 cm3 sol 100g sol 36,5 g
r = 1,12 g/cm3
Vagua= 200cm3=200g por que r agua = 1 g/cm3 nHCl= 0,45 mol
molalidad=?
M.HCl= 36,5 g/mol.
1,12 g disol
b) msi= 40cm3 x ------------------ = 44,8 g sol inicial.
1 cm3 sol
12 g disol 37 g HCl
c) m HCl = 40cm3 x ------------------ x --------------- = 16,58 g HCl
1 cm3 disol 100g sol
d) m agua si = 44,8g - 16,58 g = 28 g H2O
e) m total agua = 200g + 28g = 228g H2O = 0,228 Kg
0,45 mol
f) molalidad = ---------------- = 1,97 mol/kg
0,228 kg
MOLALIDAD: expresa la cantidad en moles de soluto que se encuentran por cada kilogramo de disolvente. Se representa con la letra m.
FRACCION MOLAR: expresa la cantidad de moles de cada componentes en relación a la totalidad de los moles de la disolución.
Se simboliza con la letra " X "
Ej: X sto= fracción molar del soluto.
X NaCl = fracción molar del NaCl.
n sto n ste
Para calcularla: X sto = ------------ X ste= ------------
n total n total
X sto + X ste = 1
Ejercicio: Calcular la fracción molar de una disolución de H2SO4 al 98 % m/m y de densidad 1,84 g/cm3.
DATOS
C= 98 % m/m significa que 98 g H2SO4 estan en 100 g disol
densidad= 1,84 g/cm3
M H2O= 18 g/mol
M H2SO4= 98 g/mol.
a) n H2SO = 98g = 1 mol
1 mol H2O
c) n H2O = 2 g H2O x -------------- = 0,11 mol H2O
18 g H2O
c) n total = 1 mol H2SO4 + 0,11 mol H2O = 1,11 moles
1 mol 0,11 mol
X H2SO4= ------------- = 0,9 X H20= --------------- = 0,1
1,11 mol 1,11 mol
PREPARACION DE DISOLUCIONES:
Para preparar una disolución se puede partir de:
a) Un soluto puro.
b) Un soluto impuro.
c) Una sal hidratada.
d) De otra disolución ( cuando se parte de una disolución, ésta debe tener una concentración mayor que la disolución que se desea preparar y el proceso se denomina dilución).
Ej: Determinar la cantidad de cloruro de magnesio (MgCl2) que se necesita para preparar 250 cm3 de disolución de MgCl2 (M= 95 g/mol), con una concentración de 0,2 mol/l; partiendo de :
a) Un MgCl2 puro.
b) Un MgCl2 al 90% de pureza.
c) Un MgCl2 2 H2O. M= 13 g/mol.
d) Una disolución MgCl2 de concetración 2 mol/l
a) Se determina la masa de MgCl2 requerido:
1 L disol 0,2 mol MgCl2 95 g MgCl2
m MgCl2= 250 cm3 x ---------- x ------------------- x -------------- x = 4,75 g MgCl2
1000 cm3 1 L sol 1 mol MgCl2
1 L disol 0,2 mol MgCl2 95 g MgCl2
b) m de MgCl2 impuros= 250 cm3 x --------------- x -------------------- x --------------
1000cm3 1 L sol 1 mol MgCl2
100 g impuros
x --------------------- = 5,58g MgCl2 impuros
90 g puros
1 L disol 0,2 mol MgCl2 95 g MgCl2
100 g disol = 98 g H2SO4 + 2 g H2O
1000cm3 1L sol 1mol MgCl2
131 g MgCl2.2H2O
x ------------------------------ = 6,55 g Mg Cl2 . 2H2O
95 g MgCl2
0,2 mol 1000 cm3
d) 250 cm3 x ------------- x --------------- = 25 cm3
1000cm3 2 mol
En los casos a, b,c; utilizando la balanza se mide las cantidad de soluto. En un matraz aforado (recipiente que se utiliza para preparar volúmenes exacto de disoluciones) de 250 cm3 previamente lavado, el cual contiene una pequeña porción de agua, se agrega el soluto, poco a poco, agitando y agregando agua destilada hasta total disolución.
Luego de agregar todo el soluto se completa con agua destilada hasta la línea de aforo. La disolución preparada tendrá el volumen y la concentación deseada.
En el caso "c", lo único que cambia del proceso descrito, es que de la disolución madre (disolución de donde se parte para preparar la disolución diluida) , se mide el volumen calculado utilizando una probeta o una pipeta según la cantidad a medir (recipientes calibrados que permiten medir volúmenes exacto del líquido).
VALORACION DE SOLUCIONES: también llamada titulación, es método volumétrico para medir la cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo gota a gota la disolución desconocida o ‘problema’ a la otra disolución (disolución valorada) desde un recipiente cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción finaliza. Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por ejemplo, volumetría ácido-base, de oxidación-reducción o de precipitación. El final de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador, como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada indicador universal.
Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la reacción de neutralización, y a partir de ello determinar la concentración de dicha disolución. Para determinar cuánto ion cloruro hay en una disolución se emplea una disolución de nitrato de plata de concentración conocida. Cuando la reacción se completa se forma cloruro de plata insoluble, que aparece en el fondo del líquido como un precipitado blanco.
Para valorar una disolución se realiza el montaje del aparato señalado en el anexo 1.
En el matraz Erlemmeyer se coloca un volumen determinado de la disolución a valorar. A dicha disolución se le agrega un indicador (sustancia que permite visualizar el punto final práctico de la titulación, por viraje de color del indicador). Debajo del matraz se coloca un fondo blanco (puede ser una hoja de papel) para percibir con nitidez el cambio de color del indicador al variar las características químicas del medio.
En la bureta se coloca la disolución valoradora, hasta completar su capacidad. Se abre la llave de la bureta para dejar caer lentamente la disolución valoradora hasta que el indicador evidencie que se ha alcanzado el punto final practico de la titulación. En ese momento se cumple el principio de equivalencia, el caul establece la igualdad entre los equivalentes gramos de la sustancia valorada y de la sustancia valoradora.
" Numero eq – g del sto. 1= Numero eq -g del sto 2 "
Ej: Se prepara una disolución de ácido sulfúrico disolviendo 40 cm3 de una disolución ácida en agua hasta completar 750 cm3 de disolución. De la misma se toman 15 cm3, los cuales son valorados con 10 cm3 de una disolución de NaOH 0,95 normal.
Calcule la normalidad de la disolución ácida preparada; y de la disolución madre.
H2SO4 sol 40 cm3 + agua csp 750 cm3 H2SO4 ===> 15 cm3.= 10cm3 NaOH
C= 0,95 eq-q/l
95 eq-g NaOH
a) eq - g NaOH= 10 cm3 x ---------------- = 0.0095 eq-g NaOH = 0,0095 eq-g H2SO4
1000 cm3
0,0095 eq-g
b)CH2SO4 = ------------------- = 0,63 eq-g/l
0,015 L
0,0095 eq-g
c) Eq-g H2SO4 = 750 cm3 x ------------------- = 0,475 eq-g
15 cm3
En 750 en disol H2SO4 preparado existe la misma cantidad de equivalentes ( 0,475 eq-g de H2SO4 ) que en 40 cm3 de la disolución H2SO4 madre.
0,475 eq-g
CH2SO4= ----------------- = 11,88 eq-g/l
0,040 L
ACTIVIDAD 6
1) En cuántos gramos de agua se deben disolver 5 gramos de sulfato cúprico para que la disolución preparada posea una concentración de 3,2 % m/m. R: 151,25 g
2) Una disolución de carbonato de sodio tiene una densidad de 1,15 g/mL, y una concentración del 14 % m/m. Calcule: a) cuántos gramos de dicha disolución deben evaporarse a sequedad para obtener 20 gramos de carbonato de sodio.?
R: 142,86 g
b) Cuántos gramos de sal están contenidos en 60 mL de la disolución? R: 9,66 g
m MgCl2. 2H2O= 250 cm3 x ------------ x -------------------- x -----------------
Cuántos gramos de sal están contenidos en 60 gramos de la disolución? R: 8,4 g
3) 200 gramos de sal se disuelven en agua hasta completar 800 mL de disolución. Posteriormente de dicha disolución se toman 100 mL y se diluyen en agua hasta obtener 500 mL. Si la disolución diluida posee una densidad de 1,09 g/mL, calcule la concentración de la misma en % m/m, m/v y g/L. R: 4,6 % m/m ; 5 % m/v ; 50 g/L
4) A 300 gramos de una disolución de cloruro de sodio al 15 % m/m, se agregan 8 gramos de la misma sal al 87 % de pureza. Calcule la concentración de la disolución resultante en % m/m. R : 16,87 % m/m
5) Se tienen 250 mL de una disolución de HCl al 15 % m/m y de densidad 1,05 g/mL. Calcule la concertación de alcanzará dicha disolución, en %m/m y % m/v, cuando:
a) Se le agrega 100 gramos de agua. R: 10,86 % m/m 11,25 % m/v
b) Se le agrega 100 mL de una disolución del mismo ácido con una concentración del 10 m/m y una densidad de 1,059 g/mL. R : 13,56 % m/m 14,28 % m/v
6) Se tienen 400 gramos de una disolución de NaCl al 20 % m/m.¿ Qué concentración alcanzará la disolución cuando se le evapora el 30 % del disolvente? R : 26,32 % m/m
7) 560 gramos de una disolución de KCl al 10 % m/m. a) ¿Qué cantidad de agua se le debe añadir a dicha disolución para que su concentración baje a 6,5 % m/m? R: 301,54 g
b) ¿Qué cantidad de sal debe agregarse para que la concentración suba a 16 % m/m? R: 40 g
C) ¿ Qué cantidad de KCl al 90 % de pureza debe agregarse para que la concentración suba a 13 % m/m? R : 21,46 g
8) Se disuelven 4,8 gramos de cloruro de magnesio hexahidratado ( MgCl 2 . 6 H 2O) en agua hasta producir 120 mL de disolución de densidad 1,09 g/mL. Calcule : a) % m/m b) % m/v c) concentración en: g/l y mg/l .
9) Se tienen 400 mL de una disolución de sulfato cúprico ( CuSO4 ) al 15 % m/m y de densidad 1,12 g/mL. Calcule : a) Cuántos gramos de sulfato cúprico pentahidratado ( CuSO4 . 5 H2 O) hay que agregar a dicha disolución para que la concentración sea del 25 % m/m.
Cuántos gramos de agua hay que agregar a dicha disolución para que la concentración se reduzca a 10 % m/m.
10) Se mezclan 40 mL de una disolución de ácido nítrico (HNO3) al 63 % m/m y de densidad igual a 1,34 g/mL; con 300 g de una disolución del mismo ácido con una concentración de 1,8 mol/L y de densidad 1,109 g/mL. Calcule la concentración de la disolución resultante en: a) % m/m b) % m/v c) concentración en: g/l , mg/l
11) Se tienen las siguientes disoluciones:
Disolución A : 60 mL de una disolución de NaCl al 37 % m/m y de densidad 1,2 g/mL.
Disolución B: 489 mL de una disolución de 4,5 mol/L y de densidad 1,26 g/mL.
La disolución A y B se mezclan y se le agrega agua hasta completar un litro de disolución. Esta disolución final se divide en cuatro porciones iguales las cuales son tratadas de la siguiente manera:
Porción 1: Se le agrega 100 mL de agua
Porción 2: Se le agrega 10 gramos de NaCl al 80 % de pureza. La adición de dicho sal provoca que esta porción tenga una densidad de 1.08 g/mL.
Porción 3: Se somete a ebullición hasta que el 50 % del solvente se evapora.
Porción 4: Se le agrega 25 mL de una disolución de NaCl de concentración 1 Eq-g/l y densidad 1,1 g/mL
Luego se toman 50 mL de cada porción ya tratada y se mezclan para formar una disolución final. Calcule: a) % m/m b) % m/v c) concentración en mol/L d) Concentración en Eq-g/L
12) Se mezclan 300 mL de una disolución de ácido sulfúrico de 12 % m/m de concentración con 250 mL de una disolución de NaOH 1,8 mol/l de concentración. Indique si la disolución resultante es ácida o alcalina. Calcule la concentración de la disolución en término del exceso.
13) Cuántos gramos de KOH al 75 % de pureza se deben disolver en agua para obtener una disolución que neutralice 500 mL de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 3,2 mol/L?
14) Se tiene una disolución de ácido sulfúrico al 40 % en masa y de densidad 1,32 g/mL. Calcule la concentración en % m/V; mol/L; Eq-g/L .
15) Se disuelven 20 gramos de urea ( M= 60 g/mol) en agua. La concentración de la disolución resultante es 1,2 molal y de densidad 1,12 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en fracción molar y en mol/L.
16) Se mezclan: 20 mL de disolución al 5 % m/V, 50 mL de otra disolución al 12 % m/V del mismo soluto y 50 mL de agua. Calcule la concentración de la disolución resultante en %m/m y en %m/V. Densidad de la disolución resultante 1,2 g/mL.
ACTIVIDAD 7
1.- Determine la concentración, en porcentaje en masa, de una disolución preparada a partir de 5 gramos de fosfato de sodio y 400 g de agua.
R:1,25
2.- Determine la concentración en porcentaje en masa de Na3PO4 (M =164) en una disolución preparada a partir de 5 g de la sal hidratada Na3PO4.12H2O (M = 380) y 400 g de agua.
R: 0,53
3.- Se añaden 11 g de NaOH a 90 g de una disolución de NaOH al 10% en masa. Determine el % en masa de la nueva disolución.
R: 19,80
4.- Se añaden 18 g de una muestra de NaOH al 75 % de pureza a 200 g de una disolución de NaOH al 10 % en masa. Determine la concentración en % en masa, de la disolución resultante.
R: 15,37
5.- Se mezclan 60 g de una disolución al 12 % en masa de NaCl con 40 g de otra disolución de NaCl al 7 % en masa. ¿Cuál es la concentración de la disolución resultante en % en masa?
R: 10
6.- El cloruro de Mg se encuentra presente en muchos manantiales y en el agua de mar. Se tiene una muestra de agua cuya densidad es 1,08 g/mL que contiene 6 % en masa de cloruro de Mg (MgCl2 M= 95). Que volumen de la misma deberá utilizarse para obtener, mediante evaporación, 25 de MgCl2.6 H2O (M= 203).
R: 180,56 mL
7.- Determine la concentración, en % en masa de fosfato de sodio en una disolución preparada a partir de 5 g de Na3 PO4 (M= 164); 2,5 g de Na3PO4.12 H2O (M= 380);1400 g de agua y 500 g de disolución de fosfato de sodio al 13 % en masa.
R: 3,73
8.- El tetraborato de sodio hidratado (bórax),cuya formula química es Na2B4O7. 10 H2O (M= 382) se utiliza en química como sustancia patrón para la valoración de ácidos fuertes. Si se desea preparar una disolución al 0,5% en masa de Na2B4O7 (M= 202). Hallar la cantidad en gramos de bórax que deberá disolver en 5000 g de agua, para preparar la disolución deseada.
R: 47,62
9.- Cuántos gramos de NaNO3 deberán agregarse a 100 g de disolución al 15% en NaNO3 a fin de transformarla en una disolución al 20% en masa?
R: 6,25
10.- Cuántos gramos de Ca(NO3)2 deberán agregarse a 800 g de una disolución de nitrato de Calcio al 9% en masa, a fin de transformarla en otra al 20% en masa?
R: 110
11.- Cuántos gramos de Zn(NO3)2. 6 H2O (M = 297) deberán ser agregados a 500 g de una disolución de Zn(NO3)2 (M = 189) al 5% en masa, a fin de transformarla en una disolución al 18% en masa?
R: 141
12.- Cuántos gramos de CaCl2. 2H2O (M = 147) deberán mezclarse con 200 g de una disolución al 15% en CaCl2, a fin de transformarla en una disolución al 25% en masa de CaCl2 ? (M = 111)
R: 39,22
13.- Determine la cantidad en gramos de disolución de HCl al 16% en masa que podrá preparase mezclando 250 g de disolución de HCl al 24% en masa con la cantidad necesaria de otra disolución de HCl al 14% en masa?
R: 1250
14.- El HCl es un ácido muy importante en la industria. Suponga que una industria química requiere una disolución de HCl al 10% en masa. En el almacén de la empresa se puede encontrar:
a) 500 g de disolución de HCl al 15% en masa
b) Suficiente cantidad de disolución de HCl al 7% en masa
c) Suficiente cantidad de agua destilada
a)¿Qué cantidad en gramos de la disolución al 7% tendría que mezclar con los 500 g de la disolución al 15% para obtener la disolución deseada?
b)¿Que cantidad en gramos de agua se tendría que mezclar con los 500 g de HCl al 15% para obtener lo deseado ?
c)¿Con cual de las dos alternativas señaladas se puede preparar mayor cantidad de la disolución deseada?
R: 833,33
250
a, 1333,33
15.- Para todos los problemas anteriores, determine la concentración en mol /L y la fracción molar del soluto resultante.
16.- Cuántos gramos de CuSO4. 5 H2O (M = 250) se requieren para preparar 150 mL de disolución de CuSO4 (M= 160) 0,24 Molar?
R: 9
17.- Se mezclan 10 mL de HCl 0.1 mol /L ; 23,5 mL de HCl 0,25 mol /L y 8,6 mL de HCl 0,32 mol /L. ¿Cuál es la concentración en mol /L de la disolución resultante?
R: 0,23
18.- Se mezclan: 100 g de disolución de MgCl2 (M= 95) al 15% en masa, 500 mL de agua y 10 g de MgCl2. 6 H2O (M = 203). Determine la concentración en mol /L resultante respecto al MgCl2 sabiendo que la densidad de la mezcla es 1,15 g/mL.
R: 0,39
19.- Se mezclan: 25 mL de disolución de ácido sulfúrico 2 mol /L ; 15 mL de ácido sulfúrico al 13% en masa y densidad 1,15 g/mL ; 50 mL de disolución de ácido sulfúrico 0,4 mol /L y 500 mL de agua. Determine la concentración en mol /L resultante. (M= 98)
R: 0,16
20.- Una industria química requiere una disolución de HNO3 (M= 63) exactamente 2 mol/L. Calcular el volumen de una disolución de HNO3 al 70% en masa y densidad 1,32 g/mL que deberá agregarse a 2,5L de una disolución 0,3 mol/L en HNO3 a fin de obtener la concentración deseada.
R: 0,34 l
21.- Calcular el volumen de una disolución de HCl al 32,14% en masa y densidad 1,16 g/mL que hay que mezclar con 1Lde disolución de HCl 0.932 mol /L. para que resulte exactamente 1 mol /L. Suponga que no hay contracción de volumen al mezclar los dos ácidos. (M = 36,5)
R: 7,38 mL
22.- Para los problemas 16 al 19, determine la concentración en g/L de la disolución resultante.
R: 38,4
8,4
37.05
15,68
23.- El sulfato cúprico CuSO4 (M = 160) se utiliza en depósitos de agua potable en concentraciones de aproximadamente 2 mg/l para la eliminación de algas, las cuales producen olores y sabores desagradables. ¿Que cantidad de CuSO4. 5 H2O (M = 250) deberá agregarse a un tanque de dimensiones 3x3x3 metros, a fin de obtener la concentración deseada?
R: 84,38 g
24.- Determine el masa equivalente de las siguientes sustancias:
a) KMnO4 (M = 158) reducido a Mn+2 en medio ácido
b) KMnO4 reducido a MnO2 en medio básico
c) KClO3 (M = 123) reducido a Cl-
d) NaIO3 (M = 198) reducido a I2 en medio ácido
e) H2O2 (M = 34) reducido a agua
f) H2O2 oxidado a O2
g) H2S (M = 34) oxidado a S
h) H2C2O4 (M = 90) oxidado a CO2
R: 31,6- 52,7- 20,5- 39,6- 17- 17- 17- 45
25.- ¿Cuántos gramos de KMnO4 (M = 158) se requieren para preparar 17,31 mL de disolución 0,692 N, sabiendo que esta disolución se va a utilizar en una reacción donde:
a) El MnO4- se reduce a Mn+2 R: 0,379
b) El MnO4- se reduce a MnO2 R: 0,63
26.- Determine el % de pureza de una muestra impura de Ca(OH)2 (M = 40) sabiendo que al pesar 0,5 g de dicha muestra y agregar agua hasta formar 50 mL de disolución, se obtiene una concentración en eq - g /L de 0,05.
R: 10%
27.- Se tiene 250 mL de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de concentración desconocida. Al efectuar la reacción: HNO3 + CuS -----CuSO4 +NO
se determina que la concentración era 0,12 N. ¿Cuántos gramos de soluto estaban contenidos en la disolución?.
R: 0,63
28.- Se tienen 250 mL de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de concentración desconocida. Al efectuar la reacción:
HNO3 + Zn ------ Zn+2 + NH4
se determina que la concentración en eq - g /L era 0,32. ¿Cuántos gramos de soluto estaban contenidos en la disolución? ¿ Que conclusión saca usted al comparar con el resultado del problema anterior?
R: 0.63
29.- Se diluye a un volumen tres veces mayor una disolución de HCl (M = 36,5) al 27 % en masa y densidad 1,17 g/mL. a)Determine la concentración en eq - g /L de la disolución resultante (ácido diluido) b) ¿Que volumen del ácido diluido se necesita para preparar 2,5Lde HCl Normal? R: 2,88-0,87
30.- Calcular el volumen de agua que hay que añadir a 25Lde una disolución de H2SO4 (M= 98) al 78% en masa y densidad 1,707 g/mL, para obtener un ácido al 48% y densidad 1,381 g/mL.
R: 25,2
31.- ¿Cuál es la concentración en % en masa de una disolución de H2SO4 (M = 98) de densidad 1,80 g/mL. si 50 mL de ésta disolución se neutralizan con 84,6 mL de NaOH 2 N.?
R: 9,20
32.- ¿Cuál es la concentración en g/l y en % en masa de una disolución de ácido nítrico (M = 63) de densidad 1,18 g/mL, si al diluirlo a un volumen cinco veces mayor, 10 mL del ácido diluido consume 11,4 mL de NaOH Normal?
R: 30,43-359,10
33.- Hallar la cantidad de HCl (M = 36,5) concentrado al 36,2% en masa que se necesitan para neutralizar una disolución que contiene 125 g de sosa cáustica (NaOH M = 40)
R: 315,08
34.- Hallar el % de pureza de una muestra de NaOH (M = 40) sabiendo que al disolver 25,06 g de dicha muestra y formar 1Lde disolución, 10 mL de ésta consumen 11,45 mL de ácido 0,5 N.
R: 90,98
35.- Se desea determinar el contenido de hierro (Fe ; M = 56) en un mineral de hierro. Se toman 2 g del mineral, se disuelven y se reduce adecuadamente para efectuar la siguiente reacción:
Fe+2 + MnO4- ----- Fe+3 + Mn+2
en la reacción se consumen 50 mL de KMnO4 0,1 mol /L ¿Cual es el % de Fe en el mineral?
R: 70%
36.- Se pesan 3,31 g de una muestra impura de KMnO4 y se disuelven en agua hasta formar un litro disolución. Al hacer reaccionar 0,1675 g de oxalato de sodio (Na2C2O4 M = 134) con la disolución preparada de KMnO4, se consumen 23,90 mL de la misma. Determine la concentración en eq - g /Lde la disolución preparada y el % de pureza de la muestra de KMnO4 (M = 158)
MnO4- + C2O4-2 + H+ ---- Mn+2 + CO2
R: 0,10- 95,41
37.- Se mezclan: 85 mL de H2SO4 (M = 98) 0,12 mol /L ; 100 mL de NaOH (M = 40) al 14% en masa y densidad 1,03 g/mL; 40 mL de disolución de H2SO4 de concentración desconocida y 60 mL de NaOH 0,5 mol /L. Determine la concentración en eq - g /L desconocida del ácido, sabiendo que la reacción es completa.
R: 9,25 N
38.- Se agregan 3,27 g de magnesio (Mg M = 24) a 250 mL de HCl 2,08 N. Si se supone que el volumen de la disolución no cambia, determine la Concentración en eq - g /L respecto al ácido que queda en exceso, después de la reacción:
Mg + HCl ----- H2 + MgCl2
R: 1
39.- Se mezclan 100 mL de K2Cr2O7 (MASA MOLAR (M) EN G/MOL = = 294) 0,5 N, con 150 mL de K2Cr2O7 0,3 mol /L y con 500 mL de HCl (M = 36,5) 0,3 mol /L. Determine la concentración en eq - g /L de la disolución resultante con respecto al exceso, sabiendo que la reacción es:
K2Cr2O7 + HCl ---- KCl + CrCl3 + Cl2
R: 0,23 K2Cr2O7
40.- Una pieza de aluminio puro (M = 27) que pesa 2,70 g se trata con 75 mL de H2SO4 (M = 98) al 24,7% en masa y densidad 1,18 g/mL. Después que todo el aluminio ha reaccionado, la disolución resultante se diluye a 400 mL. Determine la concentración en eq - g /L de la disolución después de la dilución, respecto al ácido en exceso.
Al + H2SO4 ----- Al2(SO4)3 + H2
R: 0,38
41.- Se mezclan 50 mL de NaOH (M = 40) al 12% en masa y densidad 1,02 g/mL con 50 mL de NaOH 3 mol /L y con 100 mL de H2SO4 0,3 mol /L. De la disolución resultante se toman 15 mL y el exceso presente se titula con 10 mL de disolución de HCl de concentración desconocida. ¿Cuál es la Concentración en eq - g /L de la disolución de HCl utilizada en la titulación?
R: 1,8
42.- Se mezclan: 30 g de disolución de H2SO4 (M = 98) al 30% en masa; 100 mL de disolución de H2SO4 al 15% en masa y densidad 1,15 g/mL ; 20 g de una muestra impura de NaOH. La disolución resultante tiene una concentración en eq - g /L de 1,15 en ácido, en un volumen total de 150 mL. Determine el % de pureza de la muestra de NaOH (M = 40)
R: 72
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS
43.- Las tabletas de vitamina C contienen ácido ascórbico (C6H8O6, M = 167, un sólo hidrógeno acídico) y almidón como material de relleno, el cual sirve para darle consistencia. Para determinar la cantidad de vitamina C, la tableta se disuelve en agua y se titula con disolución de hidróxido de sodio. Si la titulación de una tableta disuelta de vitamina C consume 16,85 mL de NaOH 0,1038 mol /L, ¿Que tan exacta es la etiqueta del frasco si el fabricante sostiene que cada tableta contiene 300 mg de vitamina C?
44.- El vinagre consiste en una disolución de ácido acético (un solo hidrógeno acídico) en agua. Suponga que se diluye una muestra de 10 mL de vinagre con agua destilada hasta 100 mL. Se toman 30 mL de vinagre diluido y se titulan con una disolución de NaOH 0,1 mol /L, consumiéndose 15 mL. Si la densidad del vinagre original es 1,052 g/cc ¿Que % del mismo es ácido acético?
M. CH3COOH = 60
45.- El acero generalmente se "baña en ácido" (HCl) para remover el óxido de hierro y otros materiales de su superficie. Después de usarse por algún tiempo, la disolución del baño pierde eficiencia y se debe descartar. Esto puede causar problemas ambientales porque la disolución es fuertemente ácida y contiene una concentración alta de cloruro ferroso. Suponga que un químico está analizando la disolución del baño de una acería. Encuentra que cuando una alícuota de 25 mL de la disolución conteniendo Fe se trata con Ce(NO3)4 0,1967 mol /L, se necesitan 43,24 mL para alcanzar el punto final. La reacción de titulación es:
Fe+2 + Ce+4 ------ Fe+3 + Ce+3
a) ¿Cual es la Concentración en mol /L del Fe+2 en la disolución del baño?
b) Si la acería desecha diariamente 1500Lde disolución en un río que corre a una velocidad 200000 m3 por día y la disolución se mezcla completamente con el agua del río, ¿Excederá la concentración de Fe+2 el criterio permitido de agua de 5,3x10-6 M?
46.- La presencia de Manganeso disuelto en fuentes de agua potable puede ser objetable o altamente inaceptable desde el punto de vista estético, ya que origina precipitados coloidales que la hacen turbia. Por estas razones se limitan sus concentraciones a valores máximos de 0,05 mg/l. Una industria metalúrgica produce desechos que contienen manganeso y descarga sus residuos en un río. Se tienen los siguientes datos:
- Caudal del río: 2000 m3/dia
- Concentración de Mn en el río, antes de la descarga: 10-4 N
- Volumen de los residuos de la industria : 3000 L /día
- Características del desecho: Al tomar 25 mL del desecho y titular con permanganato de potasio 0,2 mol /L, se consumen 42,5 mL, según la reacción:
Mn+2 + MnO4- ----- MnO2
Después que la industria descargue sus residuos, y sin que se efectúe algún tratamiento previo, ¿Sigue siendo adecuado el río para consumo humano en cuanto a manganeso se refiere? (M = 55)

Disoluciones

Disolución

En química, una solución (del latín disolutio) es una mezcla homogenea, la cual a nivel molecular o iónico de dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por un soluto y un medio dispersante denominado solvente. También se define disolvente cómo la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución y en la cual se disuelve el soluto. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración.
Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama).
Se distingue de una suspensión, que es una mezcla en la que el soluto no está totalmente disgregado en el disolvente, sino dispersado en pequeñas partículas. Así, diferentes gotas pueden tener diferente cantidad de una sustancia en suspensión. Mientras una disolución es siempre transparente, una suspensión presentará turbidez, será traslúcida u opaca. Una emulsión será intermedia entre disolución y suspensión.

Características generales

1.- Son mezclas homogeneas.
2.- Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto[1]
3.- La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente.
4.- Sus propiedades físicas dependen de su concentración:
Disolución HCl 12 mol/L Densidad = 1,18 g/cm3
Disolución HCl 6 mol/L Densidad = 1,10 g/cm3
5.- Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc.
6.- Tienen ausencia de sedimentación,es decir,al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sementan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( Å ).
7.- Sus componentes se unen y se genera el solvente mediante el proceso denominado decontriación.
8.- Se encuentran en una sola fase
9.- Se mezclan totalmente

Clasificación de las disoluciones

Por su estado de agregación

Sólidas:
Sólido en Sólido: Cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el Zinc en el Estaño.
Gas en Sólido: Como su definición lo dice, es la mezcla de un gas en un sólido. Un ejemplo puede ser el Hidrógeno (g) en el Paladio(s).
Líquido en Sólido: Cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las Amalgamas se hacen con Mercurio(l) mezclado con Plata(s).

Líquidas:
Sólidos en Líquidos: Este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas (solutos) en grandes cantidades líquidas (solventes). Ejemplos claros de este tipo son la mezcla del Agua con el Azúcar, también cuando se prepara un Té, o al agregar Sal a la hora de cocinar.
Gases en Líquidos: Un ejemplo es cuando se agrega Oxígeno en Agua.
Líquidos en Líquidos: Este es otra de las disoluciones más utilizadas. En prácticas de química por ejemplo, se han realizado mezclas de Alcohol con Agua para comprobar su densidad; después de mezclarlas, un método para volverlas a separar es por destilación.

Gaseosas:
Sólidos en Gases: Existen infinidad de disoluciones de este tipo, pues las podemos encontrar en la contaminación al estudiar los componentes del humo por ejemplo, se encontrará que hay varios minerales disueltos en gases.
Gases en Gases: De igual manera, existe una gran variedad de disoluciones de gases con gases en la atmósfera, como el Oxígeno en Nitrógeno.
Líquidos en Gases: Este tipo de disoluciones se encuentran en las nieblas.

Ejemplos:
A continuación una tabla con ejemplos de disoluciones por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles.

Por su concentración:
Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha.
Artículo principal: Concentración
Por su concentración, la disolución puede ser analizada en términos cuantitativos o cualitativos dependiendo de su estado.
Disoluciones Empíricas
También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:
Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
Disolución concentrada: Tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
Disolución insaturada: No tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dados.
Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente.
Disolución sobresaturada: es la solución en la cual no es posible disolver más soluto.
Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto, esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, ósea puede retener un exceso soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación, este soluto en exceso se precipitará y la solución quedará saturada.
Disoluciones Valoradas
A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciónes valoradas cuantitativas, sí toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.

Conocimientos aplicados
En función de la naturaleza de solutos y solventes, las leyes que rigen las disoluciones son distintas.
Sólidos en sólidos: Leyes de las disoluciones sólidas.
Sólidos en líquidos: Leyes de la solubilidad.
Sólidos en gases: Movimientos brownianos y leyes de los coloides.
Líquidos en líquidos: Tensión interfacial.
Gases en líquidos: Ley de Henry.

QUIMICA 2°.Bachillerato