UNIDADES FISICAS DE CONCENTRACIÓN

 Porcentaje referido a masa:

La concentración de una solución puede expresarse como partes de masa del soluto por 100 partes de masa de solución .Esta método se conoce como el porcentaje de soluto de una solución.

Se expresa de la siguiente formula:

Porcentaje de soluto = Masa de soluto X 100 Masa de solución

Pero la masa de solución es el total de la suma de la masa de solvente y de la masa de soluto.

Comentarios:

Para saber de ese, se expresa, cuantos gramos de soluto en 100 gramos de la solución .Además lo que he leído, cada método de porcentaje tiene una ventaja sobre los demás, dependiendo del uso final de la solución.

Por ejemplo:

En una solución de 400gr de masa (H20 + Na2So4).El porcentaje de masa de soluto es 2.5% ¿Cuántos gramos de soluto de Na2So4 deberían haber?

Porcentaje de soluto = 2.5%

Masa de solución = 400gr

Masa de soluto = ?

2.5% = M x 100%

400gr

M = 2.5

4gr

M = 4gr x 2.5

M = 10.0 gr.

Rpta: existe 10 gramos de Na2So4

- Porcentaje referido al volumen.

Aquí la concentración de la solución se manifiesta en “X” ml del volumen de soluto por 100ml de volumen de solución.

Se expresa de la siguiente formula:

Porcentaje de volumen = Volumen del soluto x 100 Volumen de solución

Observaciones:

Es casi lo mismo que el anterior, pero aquí solo se trabaja en volúmenes en “ml”.

Es mejor usarla en el caso de soluciones donde ambos componentes son líquidos, pues es muy tedioso hallar la masa de la solución, y la masa del soluto (en caso de un líquido o un gas)

Por ejemplo:

En una solución de 825ml de H2O + CO2 existe una concentración de 4% ¿cuánto CO2 hay?

Porcentaje de Volumen = 4%

Volumen de solución = 825ml

Volumen de soluto (CO2) = ?

4% = Volumen soluto x 100%

825ml

Volumen soluto = 4 x 825ml

100

Volumen soluto = 33ml

Rpta.: existe 33ml de CO2

c)- Porcentaje de masa por volumen:

Se expresa cuantos gramos de soluto existen en 100ml de una solución.

Para saber, se expresa de la siguiente fórmula:

Porcentaje de masa por volumen = Masa de soluto x 100 Volumen solución

Comentarios:

Es útil cuando el soluto es sólido pues es difícil hallar se volumen. como la mayoría de las soluciones son de solutos sólidos (sales) y solventes líquidos , este método es el mas eficaz.

Por ejemplo:

Se mezcla 727 ml (agua con 23gr de NaCl). ¿Cual es su concentración?

Porcentaje de masa por volumen = ?

Masa de soluto = 23gr

Volumen solución = 727ml

Porcentaje de masa por volumen = 23gr x 100

727ml

Porcentaje de masa por volumen = 3.16gr %

ml

Rpta: la concentración de la solución es de 3.16 % o 3.16gr de NaCl por 100ml de H2O

d)- Partes por millón:

En disoluciones diluidas, una ppm equivale a un microgramo/mililitro.
Veamos por qué:

En una disolución diluida la cantidad de soluto es muy pequeña, por tanto, un mililitro de disolución (soluto + disolvente (agua)) tendrá una masa muy próxima a un mililitro de agua, es decir, un gramo.

Así, 1 microgramo/mililitro será equivalente a 1 microgramo/gramo, que por definición es una parte por millón o ppm.

Microgramo (um) es la millonésima parte de un gramo, es decir, 1um = 0,000001 = 10^(-6) gramos.

Mililitro (ml) es la milésima parte de un litro, es decir,
1mL = 0,001 =10^(-3) litros. 1 ml es lo mismo que 1 centímetro cúbico, cm3 o cc.

Para calcular el ppm se expresa de la siguiente formula:

Partes por millón (ppm) = Masa de soluto x 1 millón Masa de solución

Comentarios:

Me parece que por una medida de 1 millón es muy grande, justamente es más aplicable a soluciones muy diluidas, donde la cantidades soluto es mínima. Y por lo tanto la densidad de la solución es muy cercana a la del solvente.

Por ejemplo:

Una muestra de 825ml de agua contiene 3.5mg de iones fluoruro (F-). Calcule las PPM de ion fluoruro en la muestra.

3.5mg x 1ml x 1gr x 1 000 000 (ppm)

825ml 1gr 1 000mg

3 500 000 (ppm)

825 000

4.24 PPM

Rpta: Hay 4.24 partes por millón

II. TIPOS DE MEZCLA:

Las mezclas son más uniones de dos o más sustancias de forma arbitraria donde no se produce cambios ni reacciones químicas en la estructura interna de sus moléculas.

Hay dos tipos de mezcla: homogénea y heterogénea

a)- Mezcla homogénea:

• Se mezcla de tal forma que es difícil distinguir a simple vista cual es cual.

• Se separan por método físicos: evaporación, tamización, sedimentación; etc.

Por ejemplo:

Café + leche

NaCl + H2O

b)- Mezcla heterogénea:

• No hay una mezcla total de ambas sustancias y por tanto es facil su distinción.

• Es posible se pararlos por métodos mecánicos: por selección manual, etc.

Por ejemplo:

Viruta + arena

Agua + aceite

Comentarios:

Según algunas informaciones necesariamente el soluto debe disgregarse completamente hasta que se difundan sus partículas en el solvente.

Por lo tanto, opino que las soluciones son solo mezclas homogéneas, y por eso que el proceso de disolución se nos pedía “HOMOGENIZAR”.

III. COMPONENTES DE UNA DISOLUCION:

Los solventes de una disolución son: solvente y soluto.

a)- solvente:

Es una sustancia que representa la mayor parte de una solución .En esta se empieza a disolver el soluto. En su mayoría son líquidos.

b)- Soluto:

Es un componente de la solución, pero no siempre es solidó, es la parte menos abundante que hay en la solución. Casi siempre son sales.

Por ejemplo:

H2O + NaCl

H2O + acido cubrico

Esmalte + tiner

III. CLASIFICACION DE SOLUCIONES POR SU CONCENTRACION:

a)- Soluciones saturadas:

Es una solución que contiene tanto soluto como puede disolverse en el disolvente utilizando los medios normales.

b)- Soluciones no saturadas:

Una solución no saturada es aquella en la que la concentración de soluto es menor que la concentración de una solución saturada.

c)- Soluciones sobresaturadas:

Son aquellas en la que la concentración de soluto es realmente mayor que la de una solución saturada bajo las mismas condiciones.

Comentarios:

La mayor parte de experimento hecho en laboratorio no fueron soluciones saturadas ni sobresaturadas, fueron soluciones no saturadas. Pero ¿cuál fue su estado de concentración?

Existe dos términos: “concentrada y diluida”, que por un lado no son muy precisos, pero si nos dan una idea general de la concentración.

UNIDADES QUÍMICAS DE LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Otra forma de expresar la concentración de las soluciones es mediante las unidades químicas. Estas unidades dependen del tipo de sustancia o sustancias que forman la solución. La concentración de una solución, empleando las unidades químicas, pueden expresarse de dos maneras: tomando como unidad la masa molecular o la masa de un equivalente-gramo.

 

 

Molaridad o concentración molar (M): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Se representa con la letra M y se encuentra dividiendo el número de moles de soluto (n) entre el volumen (v) en litro de la solución:

 

 

Ejemplos:

1. Se tiene 3.6 moles de azúcar en 1.8 litros de solución. ¿Cuál será su concentración molar?

 

Se puede realizar aplicando una regla de tres simple o aplicar la fórmula.

Aplicando la fórmula, tenemos que:

M = n / Litros de solución

M = 3.8 moles de azúcar / 1.8 Litros

M = 2 moles/L

2. Si tienes dos moles de NaCl para preparar una solución de 0.5 molar, ¿cuántos litros de ella se pueden preparar?

M = n / litros de solución

Despejando los litros de solución, tenemos:

litros de solución = n / M

litros de solución = 2 moles de NaCl / 0,5 M

litros de solución = 4 L

Molalidad o concentración molal (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de disolvente. Se representa con la letra m y se expresa así:

 

Ejemplo: Determina la concentración molal de una solución preparada con 1.5 moles de una sal disueltos en 250 ml de agua.

Fijase que el disolvente está en ml, se debe hacer la conversión a kg, ya que son las variables que se manejan en la molalidad.

1000 ml de agua = 1000 gr de agua

1 kg = 1000 gr, por lo tanto, 1 kg de agua = 1000 ml de agua.

m = 0.15 moles de sal / 0.25 kg de agua

m = 6 moles/kg

Respuesta: La solución tiene una concentración de 6 molal.

Normalidad (N): Relaciona el número de equivalentes en gramo de un soluto, con la cantidad de solución, en litro.

El concepto de equivalente gramo ha sido desarrollado especialmente para referirse a ácidos y bases, por lo tanto, un equivalente gramo es igual a la masa de las sustancias (ácido o base), que produce un mol de iones H+ (hidronios), en el caso de los ácidos o un mol de iones OH- (hidroxilo) en el caso de las bases.

Un equivalente gramo es igual al peso del compuesto sobre el peso molecular o masa de un equivalente, es decir, número de moles. En el caso de ácidos y bases que producen más de una mol H+ o OH-, como por ejemplo el H2SO4 o el Fe(OH)3, el peso de un equivalente gramo se calcula dividiendo su peso molecular en gramos del ácido o de la base entre el número de iones hidronios o hidroxilos respectivamente.

 

 

Ejemplo: ¿Cuál será la normalidad de una solución de NaOH que contiene 8 g de NaOH en 200 ml de solución?

eq-g de NaOH = 8 g ÷ 40 g/eq

eq-g de NaOH = 0.2

N = # eq-g de soluto ÷ volumen de la solución

N = 0.2 eq-g de NaOH ÷ 0.2 L de solución

N = 1eq-g/L

También se puede resolver por regla de tres simple:

1 mol de NaOH = 1 eq-g de NaOH

1 mol de NaOH = 40 gr/mol

1 eq-g de NaOH -------- 40 g

X ----------------- 8 g

X = 0,2 eq-g de NaOH

Se convierten los 200 ml a litros: 0,2 L.

N = 0,2 eq-g de NaOH / 0,2 L

N = 1eq-g/L

 

Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución. La fracción molar de la sustancia A (XA), componente de una solución, se define como el número de moles de la sustancia A dividido entre el número de moles totales de la solución (moles de soluto + moles de solvente).

 

Ejemplo: Una solución contiene 5.8 g de cloruro de sodio de NaCl y 100 g de H2O. Determina la fracción molar del agua y la sal.

Solución: convertimos los gramos de cada componente a moles.

n de NaCl = 5,8 g / 58,45 (g/mol)

n de NaCl = 0,09 mol

n de H2O = 100 g / 18 (g/mol)

n de H2O = 5,55 mol

Hallamos la fracción molar del agua y la sal:

XNaCl = 0,09 mol de NaCl / (0,09 mol de NaCl + 5,55 mol de H2O)

XNaCl = 0,09 mol de NaCl / 5,64 mol de la solución

XNaCl = 0,015

XH2O = 5,55 mol de H2O / (0,09 mol de NaCl + 5,55 mol de H2O)

XH2O = 0,09 mol de H2O / 5,64 mol de la solución

XH2O = 0,984

CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS

 Los cálculos estequiométricos son un conjunto de cálculos matemáticos que se utilizan para determinar las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en una reacción química. Estos cálculos permiten predecir la cantidad de productos que se obtendrán a partir de ciertas cantidades de reactivos, y viceversa, utilizando las proporciones estequiométricas definidas por la ecuación química balanceada.

Mol

La definición teórica de mol es el número de átomos contenidos en 12 gramos de carbono, masa atómica del elemento. Es decir, un mol de carbono contiene 6,022 x 10²³ átomos. Este es el número de Avogadro. De aquí se extiende que el mol es la medida que expresa la cantidad de 6,022 x 10²³ unidades de una sustancia:

• un mol de H₂O contiene 6,022 x 10²³ moléculas de agua;
• un mol de huevos contiene 6,022 x 10²³ huevos;
• un mol de aluminio contiene 6,022 x 10²³ átomos del elemento.

Así un mol equivale a la masa en gramos de dicha sustancia:

• un mol de agua tiene una masa de 18 gramos;
• un mol de aluminio tiene una masa de 26,98 gramos;
• un mol de mercurio tiene una masa de 200,6 gramos.

Coeficientes estequiométricos

Son los números delante de las moléculas en una reacción que indican las proporciones de reactantes y de productos en una reacción química. Cuando delante de una fórmula no hay un número, se asume que es 1 (uno). Por ejemplo:

Esta reacción química muestra que un (1) mol de moléculas de metano CH₄ reacciona con un (1) mol de moléculas de agua H₂O para producir un (1) mol de moléculas de monóxido de carbono CO y tres (3) moles de moléculas de hidrógeno H₂.

En este caso, los coeficientes estequiométricos son 1 para el metano, 1 para el agua, 1 para el monóxido de carbono y 3 para el hidrógeno.

Ley de Lavoisier o ley de conservación de la masa

En cualquier reacción química la masa total de los reactantes es igual a la masa total de los productos de la reacción. Es decir, el número de átomos en los reactantes es igual al número de átomos en los productos de reacción. Por ejemplo, en la reacción de formación de nitrógeno N₂ a partir de azida de sodio NaN₃:

Conseguimos que el reactante tiene un átomo de sodio Na y tres átomos de nitrógeno N, mientras que en los productos tenemos un átomo de Na y dos átomos de N. Existe una desigualdad en la cantidad de átomos de nitrógeno. Para cumplir la ley de conservación de masas, tenemos que balancear la ecuación química:

Ahora la reacción química está balanceada y los coeficientes estequiométricos son 2 para NaN₃, 2 para el Na y 3 para el N₂.

Pasos para balancear las ecuaciones químicas

Para balancear las ecuaciones se realiza una inspección y por ensayo y error se ajustan los coeficientes estequiométricos. Se empieza con la molécula más compleja, la que tiene más átomos:

En este caso, el etanol (C₂H₅OH) es la molécula con más átomos. El etanol tiene 2 carbonos mientras el dióxido de carbono tiene un solo carbono. Colocamos el coeficiente 2 delante del CO₂:

El etanol además tiene 6 átomos de hidrógeno, colocamos el coeficiente 3 delante del H₂O:

En los reactantes hay 3 oxígenos y en los productos hay 7 oxígenos. Colocamos el coeficiente 3 delante del oxígeno en los reactantes:

Ejemplos de cálculos estequiométricos

El amoníaco NH₃ es un gas que a 1000 °C reacciona con el oxígeno O₂ para formar óxido nítrico NO y vapor de agua. La ecuación es la siguiente:

El hidrógeno se encuentra en diferentes cantidades. Colocamos el coeficiente 2 delante del NH₃ y el coeficiente 3 delante del agua:

Ahora colocamos el coeficiente 2 delante del NO:

Para poder balancear el oxígeno, podríamos usar el coeficiente 5/2, pero por lo general se prefiere usar números enteros, por lo cual reajustamos todos los coeficientes multiplicando por 2: