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UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL“FRANCISCO DE MIRANDA”
AREA DE TECNOLOGÍADEPARTAMENTO DE QUÍMICA
COMPLEJO ACADÉMICO “LOS PEROZOS”MATERIA: QUÍMICA I
Realizado por:
Prof. Ing. Ailid GarcíaProf. Ing. Maria Madrid
Prof. Msc. Yris Veroes
Santa Ana de Coro, Mayo 2008
INTRODUCCIÓN
Cuando se habla de materia, decimos que es cualquier cosa que tiene masa y ocupa
un lugar en el espacio. Esta materia presenta 3 estados: líquido, sólido y gaseoso, los cuales
se pueden representar a través de diagramas de fases. Esta unidad se centrará en el estado
líquido.
Los líquidos tienen un volumen definido independientemente de su recipiente pero
no tiene forma específica, toma la forma del recipiente que lo contiene; son considerados
fluidos ya que pueden moverse libremente. Algunas propiedades de los líquidos son:
presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación, densidad, viscosidad, tensión
superficial y capilaridad. Las soluciones, son mezclas homogéneas de dos o más
sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La sustancia presente en mayor
cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor cantidad se le llama soluto y
es la sustancia disuelta. Las soluciones pueden ser: líquidas, sólidas y gaseosas,
dependiendo de la fase en la que se encuentre el solvente; saturadas, sobresaturadas e
insaturada, según la concentración del soluto; y electrolíticas y no electrolíticas según el
flujo de corriente.
Las concentraciones de las soluciones se pueden expresar en forma cualitativa
(diluida y concentrada) y cuantitativa (unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v, ppm, ppb;
unidades químicas: molaridad, molalidad y fracción molar). Otra forma de determinar la
concentración de una solución es a través del proceso de valoración de soluciones.
Conociendo la concentración de una solución deseada se puede preparar soluciones a partir
de la dilución de un soluto sólido y de una solución concentrada.
El término solubilidad, se puede definir como la cantidad máxima de soluto que
puede ser disuelto en un solvente a una temperatura y presión dada. La solubilidad no es
solo diluir una sustancia en otra, ya que esto consiste en un proceso químico-físico que esta
sometido a diferentes factores que predominan, como es el caso de la presión y la
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temperatura. Algunas propiedades físicas de las soluciones conocidas como propiedades
coligativas, se ven afectadas por la adición de un soluto no volátil (punto de ebullición alto)
a un solvente, estas propiedades dependen de la concentración del soluto y no de su
naturaleza. En esta unidad estudiamos las propiedades coligativas para soluciones no
electrolíticas: Descenso de la Presión de Vapor, Elevación del Punto de Ebullición
(Ebulloscopía), Descenso del Punto de Congelación (Crioscopía) y la Presión Osmótica; a
partir de estas propiedades, podemos determinar el peso molecular de un soluto.
Esta guía contiene los fundamentos teóricos, ejercicios resueltos y propuestos que
permitirá al estudiante conocer los conceptos básicos del tema Líquidos y Soluciones,
afianzando sus conocimientos con ejercicios prácticos aplicados en el ciclo básico nuclear
de los programas de ingeniería.
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LÍQUIDOS
La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y
gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias
pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. Así, los metales
o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o
el CO2 en estado gaseoso.
Características de los Gases
No tienen forma definida (llenan los recipientes completamente).
Son comprensibles.
Tiene densidad baja.
Son fluidos.
Se difunden rápidamente.
Consta de partículas extremadamente desordenadas y con mucho espacio vacío; las
partículas poseen movimiento rápido, al azar en tres dimensiones (ver figura 1).
Características de los Líquidos
No tienen forma definida (adoptan las formas de los recipientes)
Tiene volumen definido (sólo son ligeramente comprensibles).
Tiene densidad elevada.
Son fluidos.
Se difunden a través de otros líquidos.
Consta de cluster de partículas desordenadas que están bastante próximas entre sí;
las partículas poseen movimientos al azar en tres dimensiones (ver figura 1).
Características de los Sólidos
Tiene forma definida (son resistentes a la deformación).
Son prácticamente incomprensibles.
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Normalmente tienen densidades mas elevadas que los líquidos.
No son fluidos.
Se difunden sólo lentamente a través de sólidos.
Tienen disposición ordenada de partículas que están muy próximas entre sí; las
partículas sólo poseen movimiento vibracional (ver figura 1).
Para ampliar las características y observar el efecto que tiene la temperatura sobre el
movimiento de las partículas de cada uno de los 3 estados de la materia, consulta a la
siguiente dirección electrónica:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/
materiales/estados/estados1.htm
Propiedades de los Líquidos
Presión de Vapor: La “presión de vapor” de un líquido es la presión
ejercida por su vapor cuando los estados líquido y gaseoso están en equilibrio dinámico. La
tasa a la cual el líquido se evapora para formar un gas llega a ser eventualmente igual a la
tasa a la cual el gas se condensa para formar líquido se llama equilibrio dinámico. (Ver
figura 2).
5
INCLUDEPICTURE "http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/solido100.jpg" \* MERGEFORMATINET
Sólido
INCLUDEPICTURE "http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/liquido100.jpg" \* MERGEFORMATINET
Líquido
INCLUDEPICTURE "http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/gas100.jpg" \* MERGEFORMATINET
Gaseoso
Figura 1. Representaciones de las partículas de los tres estados de la materia.Fuente: http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/estagreg.htm
Vacío
1 atm
Inicialmente:Sólo líquido
Equilibrio dinámico: líquido- vapor
Mercurio
Presión de vapor a la tempde medida
Presión de Vapor de un Líquido
Figura 2. Representación de la medida de la presión de vapor a una temperatura dada.
Fuente: Chang, R (1998)
Vacío
1 atm
Inicialmente:Sólo líquido
Equilibrio dinámico: líquido- vapor
Mercurio
Presión de vapor a la tempde medida
Presión de Vapor de un Líquido
Figura 2. Representación de la medida de la presión de vapor a una temperatura dada.
Fuente: Chang, R (1998)
Vacío
1 atm
Inicialmente:Sólo líquido
Equilibrio dinámico: líquido- vapor
Mercurio
Presión de vapor a la tempde medida
Presión de Vapor de un Líquido
Figura 2. Representación de la medida de la presión de vapor a una temperatura dada.
Fuente: Chang, R (1998)
Punto de Ebullición: es la temperatura a la que la presión de vapor de un
líquido se iguala a la presión atmosférica existente sobre dicho líquido. Cuando se alcance
esta temperatura, la evaporación se producirá en toda la masa del líquido, se dice entonces
que el líquido entra en ebullición (hierve). Las moléculas abandonan el líquido y pasan a la
fase gaseosa. (Ver figura 3). Se puede deducir fácilmente que el punto de ebullición de un
líquido dependerá de la presión a que esté sometido y será mas bajo para bajas presiones y
más alto para altas presiones.
Punto de Congelación y Fusión: el punto de congelación y el punto de
fusión es la temperatura a la cual las fases sólidas y líquidas coexisten en equilibrio. En la
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Figura 3. Punto de ebullición de un líquido confinado en un recipiente abierto.Fuente: http://www.sabelotodo.org/termicos/imagenes/presionvapor1.gif&imgrefurl.html
Figura 2. Representación de la presión de vapor a una temperatura dadaFuente: Chang, R (1998)
mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero en el caso
del agua, el punto de fusión y de congelación es el mismo: 0 ºC.
Densidad: la densidad (d) es la medida de cuánta masa hay contenida en una
unidad de volumen (densidad = masa/volumen). Usualmente se representa como kg/m3. Por
ejemplo, una pelota de billar es bastante pesada para su tamaño, pero ésta puede flotar
sobre la superficie de un determinado volumen de mercurio, ya que es menos densa.
Viscosidad: es la resistencia a fluir que presentan los líquidos. Si un líquido
tiene una alta viscosidad, el líquido fluye más lentamente. La viscosidad es inversamente
proporcionar a la temperatura; al aumentar la temperatura de un líquido, su viscosidad
disminuye. Los líquidos como la maleza y el aceite de los motores son relativamente
viscosos (ver figura 4); el agua y los líquidos orgánicos como el tetracloruro de carbono no
lo son.
Tensión Superficial: la superficie de cualquier líquido se comporta como si
sobre ésta existe una membrana a tensión. A este fenómeno se le conoce como tensión
superficial. La tensión superficial de un líquido está asociada a la cantidad de energía
7
líquido sólido
congelación
fusión
INCLUDEPICTURE "http://tbn0.google.com/images?q=tbn:CfPsBTFoonN37M:http://www.concultura.gob.sv/images/miel2.jpg" \* MERGEFORMATINET INCLUDEPICTURE "http://tbn0.google.com/images?q=tbn:cPQYcQ4yB-5gWM:http://www.moremotoracing.com/LOTES_ACEITES.jpg" \* MERGEFORMATINET
Figura 4. Ejemplos de líquidos viscososFuente: http://images.google.co.ve/imgres
necesaria para aumentar su superficie por unidad de área. En un líquido, cada molécula se
desplaza siempre bajo influencia de sus moléculas vecinas. Una molécula cerca del centro
del líquido, experimenta el efecto de que sus vecinas la atraen casi en la misma magnitud
en todas direcciones. Sin embargo, una molécula en la superficie del líquido no esta
completamente rodeado por otras y, como resultado, solo experimenta la atracción de
aquellas moléculas que están por abajo y a los lados. (Ver figura 5.1). La interacción de las
partículas en la superficie del agua, hace que esta se presente como una superficie elástica,
lo que impide que se pueda ingresar al seno del líquido. En la figura 6.2 mostramos como
un zancudo puede parar sobre el agua, esto es debido a la tensión superficial.
Capilaridad: la capilaridad es la tendencia de un líquido a ascender por
tubos muy angostos. El líquido sube hasta que las fuerzas de adhesión (fuerzas de atracción
entre un líquido y una superficie) y cohesión (fuerzas intermoleculares que mantienen
unido a un líquido) se equilibran con la fuerza de gravedad. El hecho que las fuerzas
adhesivas en el agua sean mayores que las cohesivas, se manifiesta también en la formación
de un menisco cóncavo (redondeado hacia abajo) en el extremo de la columna. Cuando las
fuerzas cohesivas son mayores que las adhesivas, como en el caso del líquido mercurio, se
forma un menisco convexo (redondeado hacia arriba). (Ver figura 6).
8
5.1 5.2
Figura 5. (5.1. Visión molecular de las fuerzas atractivas que experimenta un líquido.)(5.2. Ejemplo de tensión superficial).Fuente: http://citt.ufl.edu/Marcela/Sepulveda/html/tensión.htm
Figura 6. Efectos de capilaridad Fuente:http://citt.ufl.edu/Marcela/Sepulveda/html/capilaridad.htm
DIAGRAMA DE FASES
Los diagramas de fases son una representación gráfica de las condiciones de
temperatura y presión a las que existen los sólidos, líquidos y gases como fases únicas de
los estados de la materia o como dos o más fases en equilibrio. En la figura 8 se presentan
los diagramas de fases del dióxido de carbono (CO2) y del agua (H2O).
En el eje de ordenadas (y) se coloca la presión y en el de abscisas (x) la temperatura.
El diagrama contiene 3 curvas importantes donde ocurre el cambio de fase y donde existen
los siguientes equilibrios:
Equilibrio Sólido-Líquido: Ocurre el cambio de fase de sólido a líquido (Fusión) y
de líquido a sólido (Congelación)
Equilibrio Líquido-Gas: Ocurre el cambio de fase de líquido a gas (vaporización) y
de gas a líquido (Condensación).
Equilibrio Sólido- Gas: Ocurre el cambio de fase de sólido a gas (sublimación) y de
gas a sólido (Deposición).
A una presión y temperatura dada, el cuerpo presenta una única fase, es decir,
sólido, líquido o gaseoso, por ejemplo en el diagrama del CO2 el punto A se encuentra en
estado sólido. En estos diagramas también podemos encontrar un Punto Triple y Punto
Crítico. En el Punto Triple los 3 estados sólido, líquido y gaseoso coexisten en equilibrio.
Un punto en la curva determina un equilibrio de 2 fases, por ejemplo, el punto B en el
diagrama del CO2 se encuentra en la curva de equilibrio líquido-gas.
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Es importante señalar que la curva que separa las fases líquido-gas se detiene en un
punto llamado Punto Crítico. Más allá de este punto, no es posible distinguir las fases
líquidas y gaseosas. También es curioso observar que, en el diagrama del agua, la línea que
separa los estados líquido y sólido tiene pendiente negativa, lo cual es algo bastante inusual.
Esto quiere decir que aumentando la presión el hielo se funde, y también que la fase sólida
tiene menor densidad que la fase líquida.
A la presión de 1 atm, el CO2 presenta un punto de sublimación normal, de allí que
el hielo seco pasa de sólido a gas a presión atmosférica, mientras que el H2O presenta un
punto de ebullición y fusión normal, de allí que el agua hierve y se funde a presión
atmosférica.
SOLUCIONES
Las soluciones, son mezclas homogéneas de dos o mas sustancias en iguales o
distintos estados de agregación que tienen una composición uniforme a nivel molecular. La
GAS
Temperatura (ºC)
SÓLIDO LÍQUIDO
Punto crítico (31ºC, 73 atm)
Vaporización/Condensación
Punto triple (–57ºC, 5.1 atm)
Fusión/Congelación
Sublimación/Deposición
Temperatura (ºC)
Punto triple (0.01ºC, 0.006 atm)
SÓLIDO LÍQUIDO
GAS
Punto crítico (374ºC, 218 atm)
A
B
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Figura 7. Diagramas de Fases del CO2 y H2OFuente: Silberberg, M (2002)
sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor
cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.
Características de las soluciones:
Son materiales homogéneos, es decir, forman una sola fase. No se distinguen los
componentes.
Están formados por dos componentes: soluto y solvente.
La composición varía dentro de ciertos límites.
Sus componentes se separan por cambios de fase (procedimientos físicos).
Tipos de Soluciones
Según la Fase del Solvente: Las soluciones pueden ser líquidas, sólidas o
gaseosas. Algunos ejemplos de soluciones se muestran en la tabla 1.
Tabla 1. Ejemplos de Soluciones
Soluto Solvente Solución Ejemplo
Gas Gas Gas Aire
Gas Líquido Líquido Oxígeno en agua
Líquido Líquido Líquido Alcohol en agua
Sólido Líquido Líquido Sal en agua
Gas Sólido Sólido Hidrógeno en paladio
Líquido Sólido Sólido Mercurio en Plata
Sólido Sólido Sólido Plata en oro
Fuente: Brown, 1993
Según la Concentración de Soluto
11
Solución Insaturada: contiene menor cantidad de soluto que el que se puede disolver
en ella; es una solución próxima a la saturación.
Solución Saturada: es aquella que no admite más cantidad de soluto que el que está
disuelto, por lo que se considera una solución en equilibrio.
Solución Sobresaturada: es aquella que contiene mayor cantidad de soluto que la
que corresponde a la concentración en equilibrio.
En la figura 8, podemos observar de izquierda a derecha un ejemplo de solución
insaturada, saturada y sobresaturada. El color negro en el líquido azul representa la cantidad
de soluto.
Según el Flujo de Corriente
Solución Electrolítica: Son todas aquellas soluciones en las que el soluto
(electrolito) se encuentra disuelto en el solvente formando iones en solución. El
movimiento de estos iones conduce corriente eléctrica a través de la solución. Ejemplo de
estas soluciones son: NaCl, KCl, HCl, Na2SO4=, entre otros. Existen soluciones
electrolíticas débiles y fuertes dependiendo de la capacidad del electrolito para conducir
corriente.
Solución No Electrolítica: Son aquellas soluciones en las que el soluto disuelto no
forma iones en solución, por lo tanto no conducen la electricidad. El agua pura es un no
electrolito y la sacarosa C12H22O11 en H2O es una solución no electrolítica.
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Figura 8. Ejemplos de soluciones insaturada, saturada y sobresaturada.Fuente: http://www.monografias.com/trabajos14/soluciones/soluciones.shtml
CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN
Entendemos por concentración la cantidad de soluto contenida en una cantidad del
solvente o de la solución. La concentración de la solución la podemos expresar en forma
cualitativa o cuantitativa.
a) Cualitativa: Para expresar cualitativamente la concentración de las
soluciones, empleamos los términos diluido, para bajas concentraciones de soluto y
concentrado, para altas concentraciones de soluto. En la figura 9 podemos observar los
cambios cualitativos en la concentración de la solución mediante estos vasos, que contienen
un tinte rojo. Las soluciones a la izquierda están más diluidas, presentan un color más
claro, mientras que la derecha está más concentrada, presenta un color más oscuro.
b) Cuantitativa: Los criterios para expresar cuantitativamente una concentración son,
principalmente, masa, volumen y cantidad de materia (moles). Encontramos entonces
unidades físicas: %m/m, %m/v, %v/v, ppm, ppb y unidades químicas: molaridad, molalidad
y fracción molar.
Unidades Físicas
Porcentaje en Masa % (m/m): indica cuantos gramos de soluto están
disueltos en 100 g de la solución.
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DILUIDA CONCENTRADADILUIDA CONCENTRADA
Figura 9. Concentración de la solución en forma cualitativaFuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n
Porcentaje en masa sobre volumen % (m/V): indica cuantos gramos de soluto
están disueltos en 100 mL de solución.
Porcentaje volumen sobre volumen % (v/v): indica cuanto volumen de
soluto están disueltos en 100 mL de solución. Se suele usar para mezclas gaseosas en las
que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta.
Partes por Millón (ppm): son las partes de masa de soluto por un millón de
partes de masa de solución. Esta forma de expresar concentración se utiliza para soluciones
muy diluidas.
.Partes por billón (ppb): Es la cantidad de masa de soluto contenidos en 1 billón de
gramos de solución. Esta unidad se usa para expresar concentraciones muy pequeñas o
trazas de una sustancia muy diluida en otra.
Unidades Químicas
Molaridad (M): La molaridad (M) es el número de moles de soluto contenidos en 1
litro de solución. Se calcula de la siguiente manera:
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Molalidad: La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de
solvente. Se calcula a partir de la siguiente ecuación:
Fracción Molar (X): La fracción molar (X) expresa la proporción en que se
encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución. Para calcular la
fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la siguiente expresión:
Donde:
Xi : es la fracción molar del componente (soluto o solvente)
moles de i: moles del componente (soluto o solvente)
moles totales: sumatoria de los moles de soluto y solvente
EJERCICIOS RESUELTOS:
1.- Se prepara una solución que contiene 6,9 gramos de NaHCO3 por 100 gramos de agua.
¿Cuál es el porcentaje en masa de soluto en esta solución?
Datos:
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Solución:
- Identificar quién es soluto y el solvente en la solución:
Soluto = NaHCO3 (ya que se encuentra en menor proporción)
Solvente = H2O (solvente universal)
- Escribir y aplicar las ecuaciones necesarias para el cálculo del porcentaje en masa.
Es necesario calcular la masa de la solución de la siguiente manera:
Entonces se puede decir que:
El porcentaje en masa de la solución se calcula como sigue:
2.- Una muestra de 2,5 g de agua freática contiene 5,4 microgramos de Zn2+. ¿Cuál es la
concentración de Zn2+ en la muestra en partes por millón?
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Datos:
ppm = ?
Solución: Debido a que la ecuación se aplica para una masa de soluto en gramos, se
debe transformar la masa de Zn2+ de microgramos a gramos.
Si:
Entonces:
Una vez transformada la masa de Zn2+ se puede aplicar la ecuación para el cálculo
de los ppm:
3.- Una solución blanqueadora comercial contiene 3,62 mL de NaClO, disuelto en 10000g
de agua. Si se sabe que la densidad del agua es 1 g/mL a 4 ºC; determine el porcentaje en
volumen del hipoclorito de sodio.
Datos:
Solución: Para aplicar adecuadamente la ecuación de % v/v se necesita el volumen
de la solución formada por el NaClO y el H2O, pero se tiene el volumen de NaClO y la
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masa de H2O; sin embargo en el enunciado se hace mención a la densidad del agua a 4 ºC,
dato con el cual se puede convertir la masa en volumen de agua, de la siguiente manera:
De esta manera, el volumen de agua en la solución es:
Una vez obtenida la masa de agua se calcula l porcentaje en volumen:
4.- Calcular el volumen necesario de HCl para preparar 250 mL de una solución 6 mol/L
del ácido puro, si se sabe que su densidad es igual a 1,18 g/mL a 25 ºC.
Datos:
Solución: La concentración molar de la solución representa los moles del ácido
clorhídrico contenidos en un volumen en litros de la solución, de la siguiente manera:
En éste ejercicio se proporciona el volumen de la solución y la concentración molar
de la misma para determinar el volumen utilizado de HCl puro para prepararla; así, con la
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ecuación anterior de la molaridad se calcula los moles de ácido contenidos en la solución,
luego a partir de los moles se calcula la masa y finalmente con la masa del ácido se
determina el volumen del HCl utilizado. El procedimiento es el siguiente:
- Calcular los moles de HCl en la solución:
Entonces, se transforma primeramente el volumen a litros y luego se calculan los
moles:
- Calcular a partir de los moles la masa de HCl en la solución:
La masa molar del HCl es 36,5 g/mol y la masa del ácido en la muestra es:
- Calcular el volumen del ácido en la solución a partir de la masa del ácido y la
densidad del HCl:
La densidad representa la masa de una sustancia por su volumen, teniendo entonces
la masa del ácido y la densidad del mismo se puede calcular el volumen despejándolo de la
ecuación:
, entonces:
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5.- Una solución acuosa tiene 20,0% en masa de sulfato de magnesio. Determinar:
a) La molalidad de la solución.
b) La fracción molar de MgSO4 y de H2O.
Datos:
a)
b)
Solución:
a) De acuerdo con la definición del porcentaje en masa, se dice que 100 g de una
solución contiene 20,0 g de MgSO4 y por consiguiente se tienen 80 g de agua. Puesto que
se desea para calcular la molalidad de la solución se necesitan los moles de soluto a una
masa de solvente, se transforman primero los 20,0 g de MgSO4 a moles.
La masa molar del MgSO4 es 120,4 g/mol, entonces:
Ahora se transforma primeramente la masa del solvente a kilogramos luego se
calcula la molalidad de la solución:
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b) Para calcular la fracción molar, se debe conocer el número de moles de cada
componente de la solución. La masa molar del agua es 18 g/mol y el número de moles es:
La fracción molar de MgSO4 se encuentra dividiendo el número de moles de
MgSO4 entre el número total de moles de soluto y solvente:
Por consiguiente la fracción molar de agua es:
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
Las soluciones se pueden preparar a partir de la dilución de un soluto sólido y de la
dilución de una solución concentrada.
A partir de la dilución de un soluto sólido: Se prepara disolviendo una
determinada cantidad de soluto, en un determinado volumen de disolvente.
Ejemplo: Se desea preparar una solución de 250 mL de hidróxido de sodio 0,50
mol/L. ¿Qué cantidad se requiere disolver del hidróxido de sodio para preparar la solución?
Datos:
21
Solución: De acuerdo con la definición de la concentración molar de la solución, se
puede calcular los moles de soluto contenidos en la solución del hidróxido de sodio de 250
mL de la siguiente manera:
Luego a partir de los moles de NaOH y la masa molar del mismo, se calcula la masa
de hidróxido:
La solución se prepara disolviendo 5 g de la base NaOH con un mínimo de agua, en
un vaso de precipitado, agitando con una varilla hasta que se disuelva completamente,
luego se trasvasa a un matraz aforado de 250 mL, a través de un embudo de gravitación y
se diluye (agregando más agua), hasta completar la marca de aforo o enrase, el cual indica
hasta dónde se debe llenar el matraz, se tapa y agita sosteniendo la tapa, invirtiéndolo como
mínimo 15 veces para homogeneizar la solución (ver figura 10 ).
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250 mL
250 mL
A partir de la dilución de una solución concentrada: Cuando diluimos una
solución mezclándola con más solvente, el número de moles de soluto presentes no cambia.
Pero el volumen y la concentración de la solución si cambian. Puesto que se divide el
mismo número de moles de soluto por un número mayor de litros de solución la molaridad
disminuye. Usando un subíndice c para representar la solución concentrada original y un
subíndice d para representar la solución diluida, obtenemos:
Mc x Vc = Md x Vd
Donde: Mc = Molaridad de la solución concentrada Vc = Volumen de solución
Md = Molaridad de la solución diluida Vd = Volumen de la solución diluida
El procedimiento para preparar una solución diluida a partir de la dilución de una
solución concentrada es el siguiente: Se toma una alícuota de la solución concentrada
usando una pipeta, tal como se muestra en la figura 11. El diluyente, que por lo general es
agua, se añade directamente al balón hasta llegar a unos cuantos milímetros por debajo de
la línea de aforo. Para finalizar la dilución, se agrega la cantidad faltante de agua gota a
gota con la ayuda de la piceta, teniendo siempre la marca de aforo a la altura de los ojos.
Para observar el proceso de dilución de una solución consulta la siguiente dirección
electrónica: http://www.santillana.cl/qui2/quimica2u6a7.htm
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Figura 10. Preparación de una solución a partir de un soluto sólidoFuente:http://www.politecnicovirtual.edu.co/Pagina%20Coordinacion%20CB/Pagina/Area%20Quimica/TALLER%20SOLUCIONES.doc
Alícuota de solución concentrada
Solución diluida
Ejemplo: ¿Cuál será la concentración de 500 mL de una solución de HCl preparada
a partir de 10 mL de solución madre tomados de una botella y cuya concentración es 25
mol/L?
Datos:
Solución: Se tiene una solución madre (solución concentrada) de la cual se toman 10
mL de ácido para prepara una solución diluida de 500 mL y se desea calcular la nueva
concentración de la solución una vez que se realice la dilución, para ello se utiliza la
ecuación:
Entonces se despeja de la ecuación anterior la concentración de la solución diluida
(Md) para su cálculo, obteniéndose:
SOLUBILIDAD
La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede ser disuelta en un
solvente a una temperatura y presión dada. Puede expresarse en moles por litro (mol/L), en
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Figura 11. Preparación de una solución diluida a partir de una solución concentradaFuente: Petrucci, 2007.
gramos por litro (gr/L), en porcentaje de soluto (%m/m), etc. Por ejemplo, la solubilidad de
la sal común (cloruro de sodio) es de 360 g/l en agua a 20ºC. Este valor indica que en un
litro de agua (1000 cc) a 20ºC, la cantidad máxima de cloruro de sodio que se puede
disolver es 360 gramos. La solubilidad de una sustancia se ve afectada por la temperatura y
la presión del sistema.
La Temperatura: Este factor solo modifica la solubilidad de solutos sólidos y
gaseosos. La solubilidad de solutos sólidos generalmente aumenta al aumentar la
temperatura, por ejemplo el azúcar se disuelve más rápido en té caliente que en té frío. En
el caso de los gases, un aumento de la temperatura produce siempre una disminución de la
solubilidad y vice-versa (ver figura 12). Si se coloca en un recipiente una pequeña cantidad
de bebida gaseosa, al ser calentada, se observa inmediatamente una efervescencia derivada
del escape de gas (dióxido de carbono) de la solución.
La influencia de la temperatura en la solubilidad para algunas sustancias se han
recogidos en datos experimentales que han permitido construir la gráfica de solubilidad en
función de la temperatura. (ver figura 12). Si embargo, existen casos en donde un
aumento de temperatura disminuye la solubilidad, como el caso del sulfato de cerio
Ce2(SO4)3. Existe otro caso como el del NaCl el cual una variación de temperatura no
altera, apreciablemente la solubilidad.
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Temperatura (°C)
So
lub
ilid
ad (
g d
e so
luto
en
10
0 g
H2O
)
Temperatura (°C)
So
lub
ilid
ad (
g d
e so
luto
en
10
0 g
H2O
)
Temperatura (°C)
So
lub
ilid
ad (
g d
e so
luto
en
10
0 g
H2O
)
Figura 12. Curva de Solubilidad Vs Temperatura para varias sustancias.Fuente: Silberberg, 2002
La Presión: La presión modifica considerablemente la solubilidad de un gas
y actúa de la siguiente forma: “Un aumento de la presión producirá siempre un aumento de
la solubilidad del gas y vice-versa, siempre que la temperatura permanezca constante”.
Esto se conoce con términos matemáticos como “ley de Henry”. En la figura se puede
observar el efecto de la solubilidad sobre un gas.
VALORACIÓN DE SOLUCIONES
La valoración de soluciones, es un proceso mediante el cual se determina la
concentración desconocida (solución problema) de una solución mediante una solución de
concentración conocida, llamada también solución estándar o patrón. La técnica utilizada
para realizar la valoración de una solución se llama Titulación. A menudo preparamos
soluciones de sustancias y luego determinamos sus concentraciones por valoración con una
solución patrón.
Antes de explicar el proceso de valoración, es necesario conocer los siguientes
conceptos:
Indicador: El indicador es una sustancia que puede existir en diferentes formas, con
diferentes colores que dependen de las concentraciones de H+ en la solución, cambiando de
color en un intervalo corto de pH. Puede presentar un color intenso en solución ácida o
26
Figura 12. Efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas. A) Una solución saturada de un gas está en equilibrio a una presión P1. B) Si la presión aumenta a P2, el volumen del gas disminuye. Como resultado, la frecuencia de colisiones con la superficie aumenta y más gas está en solución cuando se restablece el equilibrio.Fuente: Silberberg
básica y otro color en soluciones de otro tipo. Por ejemplo, el indicador Fenolftaleína
presenta una coloración incolora en solución ácida y violeta rojiza en solución básica.
Punto de Equivalencia: Es el punto en el que reaccionan cantidades
estequiométricamente equivalentes de ácido y base, es decir, el volumen de la sustancia
que se titula ha reaccionado completamente con la solución patrón. Si se consumen 2 moles
de ácido también se consumen 2 moles de base.
Punto Final: Es el punto en que el indicador cambia de color y la valoración
termina. Idealmente el punto final debería coincidir con el punto de equivalencia.
PROCESO DE VALORACIÓN
Se llena la bureta con la solución patrón, tal como se muestra en la figura 13. La
solución que va a ser valorada se coloca en una fiola y se añaden unas pocas gotas de
indicador. Se lee el volumen inicial de la solución patron en la bureta y luego se añade
goteando a la fiola mientras éste se agita, hasta que se alcance el punto final, es decir, hasta
que cambie de color. Se lee el volumen que quedo en la bureta (volumen final) y la
diferencia entre el volumen inicial y final es el volumen de la solución patron gastada.
La valoración puede hacerse con ácidos fuertes o débiles y con bases fuertes o
débiles. Revise esta dirección electrónica:
http://www.mysvarela.nom.es/quimica/practicas_2/valoracion.htm y se observará el
proceso de valoración de una base fuerte con un ácido fuerte con más detalle.
27
Ejemplo: Una solución de NaOH de concentración 0,2 mol/L es empleada para
determinar la concentración de una solución de HCl. Si se colocan en la fiola 25 mL del
ácido, y se observa que en el punto de equivalencia se gastó 12,5 mL de la base, ¿cuál será
la concentración del HCl?
Datos:
Solución: Primeramente se debe escribir la ecuación de reacción del HCl y la NaOH:
De acuerdo con la ecuación balanceada, por cada mol de HCl reacciona un mol de
NaOH, entonces en el punto de equivalencia los moles de la base y del ácido son iguales:
Por la ecuación para el cálculo de la molaridad se sabe que:
Por lo tanto, igualando la ecuación anterior para el cálculo de los moles tanto del
ácido como de la base se obtiene:
Así, para la reacción de valoración de HCl con NaOH, la relación para el cálculo de
la concentración del ácido es:
28
Figura 13. Materiales para valorar una solución.Fuente: http://www.mysvarela.nom.es/quimica/practicas_2/valoracion.htm
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES NO ELECTROLÍTICAS
Las propiedades coligativas son las propiedades físicas de las soluciones que
dependen del número, pero no del tipo, de partículas de soluto en una cantidad determinada
de solvente. Hay cuatro propiedades coligativas importantes de una solución que son
directamente proporcionales al número de partículas de soluto presentes (concentración):
1. El descenso de la presión de vapor.
2. La elevación del punto de ebullición.
3. El descenso del punto de congelación.
4. La presión osmótica.
Estas propiedades de una solución dependen de la concentración total de todas las
partículas del soluto, independientemente de su naturaleza iónica o molecular, carga o
tamaño. A lo largo de este tema consideraremos solutos no electrolíticos. Al examinar cada
una de las propiedades fijémonos en como la concentración del soluto afecta la propiedad
en comparación con el solvente puro.
1.- El descenso de la presión de vapor: Cuando se añade un soluto no volátil a un
solvente puro, su presión de vapor disminuye, por lo tanto, la presión de vapor de una
solución es menor que las del solvente puro (ver figura 14 y 15).
29
PvslnPvste
PvslnPvste
PvslnPvste
Figura 14. Descenso de la presión de vaporFuente: Chang, 2002
El descenso de la presión de vapor de un solvente debido a la presencia de solutos
no volátiles, se resume mediante la Ley de Raoult. “La presión de vapor de un solvente en
un solución ideal, es directamente proporcional a la fracción molar del solvente en la
solución”. La relación se puede expresar matemáticamente como:
Donde:
Xsolvente representa la fracción molar del solvente en la solución.
Pvo es la presión de vapor del solvente puro.
Pvsolvente es la presión de vapor del solvente en la solución.
El descenso de la presión de vapor del solvente se obtiene por la siguiente ecuación:
Podemos expresar el descenso de la presión de vapor en términos de la fracción
molar del soluto.
Las soluciones que obedecen esta relación exactamente se denominan soluciones
ideales. Las presiones de vapor de muchas soluciones no se comportan idealmente.
2.- Elevación del Punto de Ebullición: Las soluciones que contienen solutos no volátiles
hierven a temperaturas más elevadas que la del solvente puro. En el punto normal de
ebullición del líquido puro, la presión de vapor de la solución es menor que una 1 atm (ver
figura 15). Por tanto, se requiere una temperatura más alta para alcanzar una presión de
vapor de 1 atm, entonces el punto de ebullición de la solución es más alto que el líquido
puro.
30
La elevación del punto de ebullición (ΔTeb), es la diferencia entre el punto de
ebullición de la solución y del solvente puro para una presión constante establecida, en este
caso 1 atm.
De acuerdo a la ley de Raoult, la elevación del punto de ebullición (ΔTb), de un
solvente causado por la presencia de un soluto no volátil, es proporcional al número de
moles de soluto disueltos en una masa determinada del solvente. Matemáticamente, esto se
expresa como:
Donde:
m: molalidad del soluto
Keb: constante molal de elevación del punto de ebullición para cada solvente.
(ºC/m). Por ejemplo la Kb para el H2O es 0,512 ºC/m
31
Figura 15. Representación de las propiedades coligativas en el diagrama de fases de la solución y solvente puro.Fuente: Silberbers, 2002
Temperatura
SÓLIDO LÍQUIDO
Solvente puro
P
Psln
Pº
Tebº Teb Tf Tfº
Solución
Temperatura
3.- Descenso del Punto de Congelación: La adición de un soluto a un solvente disminuye
la tendencia del solvente a congelarse. Las soluciones se congelan a temperaturas menores
que el solvente puro. Las curvas de presión de vapor para las fases líquidas y sólidas se
unen en el punto triple. En la figura 15 se observa que el punto triple de la solución debe
estar a una temperatura más baja que el líquido puro porque la solución tiene una presión de
vapor más baja que el líquido puro. Dado que la temperatura de punto triple de la solución
es más baja que el líquido puro, el punto de congelación de la solución también es más bajo
que el de líquido puro.
El descenso del punto de congelación (ΔTc) es la diferencia entre el punto de
congelación del solvente puro (Tc 0) y el punto de congelación de la solución (Tc).
La ley de Raoult, establece que el descenso del punto de congelación (ΔTf), es
directamente proporcional a la molalidad del soluto por una constante de proporcionalidad.
Donde:
m: molalidad del soluto
Kc: constante molal de elevación del descenso del punto de congelación para cada
solvente. (ºC/m). Por ejemplo la Kf para el H2O es 1,86 ºC/m
4.- Presión Osmótica: Para entender mejor la presión osmótica conozcamos primero el
concepto de ósmosis. La ósmosis es el proceso espontáneo por el cual las moléculas de la
solución diluida pasan a través de una membrana semipermeable (una membrana que
permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto) desde
una solución de menor concentración hasta una solución de mayor concentración de soluto,
haciendo a esta última más diluida.
32
Entendemos por presión osmótica la presión mecánica que debe aplicarse sobre la
solución concentrada para impedir la ósmosis de la solución diluida a través de una
membrana semipermeable.
La presión osmótica (π), obedece una ley cuya fórmula es similar a la ley del gas
ideal:
Donde:
n: número de moles soluto
v: Volumen de la solución
R: constante de los gases ideales,
T: Temperatura en Kelvin (K)
M: Molaridad
En la figura 16, podemos observar el proceso de ósmosis y la presión que debe
aplicarse para impedirla.
33
Presión osmótica
Presión aplicada necesaria para prevenir el incremento de volumen
Solución concentrada
Disolvente puro
Movimiento neto del disolvente
Membrana semipermeable
Moléculas de soluto Moléculas de disolvente
Presión osmótica
Presión aplicada necesaria para prevenir el incremento de volumen
Solución concentrada
Disolvente puro
Movimiento neto del disolvente
Membrana semipermeable
Moléculas de soluto Moléculas de disolvente
Presión osmótica
Presión aplicada necesaria para prevenir el incremento de volumen
Solución concentrada
Disolvente puro
Movimiento neto del disolvente
Membrana semipermeable
Moléculas de soluto Moléculas de disolvente
Figura 16. Proceso de ósmosis y presión osmótica. Fuente: Silberbers, 2002
Determinación de Masas Molares a partir de las Propiedades Coligativas
Para determinar la masa molar de un compuesto se deben conocer los gramos del
soluto y por las propiedades coligativas buscar los moles del soluto, ya que la ecuación
general de la masa molar es:
Ejercicios Resueltos:
1) Calcule el descenso de la presión de vapor causada por la adición de 100 g de sacarosa
C12H22O11 (masa molar = 342g/mol) a 1000 g de agua. La presión de vapor de agua pura a
25°C es 23,69 mmHg.
Datos:
ΔPv = ?
masa C12H22O11 = 100 g (soluto)
MM C12H22O11 = 342 g/mol
masa H2O = 1000 g (solvente)
Pvº H2O = 23,69 mmHg
MM H2O = 18 g/mol
Solución:
Se va a determinar la disminución de la presión de vapor (ΔPV) al adicionar 100 g de
sacarosa a 1000 g de agua.
Se aplica la Ley de Raoult
34
ΔPV = Xsto * PVºSTE
Es necesario determinar la fracción molar de soluto (XSTO), como se conocen las
masas y las masas molares de cada componente, se determinan el número de moles de
soluto y solvente.
=
=
Por lo tanto, la fracción molar es:
Cálculo del descenso de la presión de vapor.
ΔPV = (0,00522) x (23,69 mmHg) = 0,124 mmHg
2) A una temperatura de 26°C, la presión de vapor del agua es 25,21 mmHg. Si a esta
temperatura se prepara una solución 2,32 molal de un compuesto no electrolito, no volátil.
Determinar la presión de vapor de esta solución suponiendo un comportamiento ideal.
Datos:
PVºSTE = 25,21 mmHg
m = 2,32 mol / Kg
Pv sln = ? (Pv ste)
Solución: Se aplica la Ley de Raoult: Pv STE = PvºSTE * XSTE , luego se calcula es
descenso de la presión de vapor: ΔPv = XSTO * PvºSTE , ΔP = PvºSTE – Pv STE
35
A partir de la molalidad se puede calcular la fracción molar de soluto (XSTO): 2,32
mol/Kg significa que se disolvieron 2,32 moles de soluto en 1000 g de agua. Como la masa
molar de agua es 18 g/mol, se tiene que:
Los moles de agua nSTE son: nSTE =
Entonces tenemos 2,32 moles de soluto (nSTO) en 55,56 moles de solvente (nSTE),
luego la fracción molar de soluto será:
Ahora aplicando la ecuación de la Ley de Raoult: ΔP = XSTO * PvºSTE
ΔP= (0,04) x (25,21 mmHg) = 1,008 mmHg
De ΔPv = PvºSTE – Pv STE , se despeja PvSTE:
PvSTE = PvºSTE – ΔPv = 25,21 mmHg – 1,008 mmHg.
PvSTE = PvSLN = 24,20 mmHg
3) ¿Cuál sería el punto de congelación y el punto de ebullición de una solución que
contiene 6,50 g de etilenglicol (C2H6O2), sustancia que comúnmente se utiliza como
anticongelante para automóviles, en 200 g de agua?
Datos:
36
Solución : Debido a que la presencia de un soluto no volátil en disuelto en una
cantidad de solvente puro implica la disminución del punto de congelación y el aumento del
punto de ebullición, entonces, la temperatura de congelación y ebullición de la solución se
puede calcular a partir de:
Para determinar ∆Tc y ∆Teb se debe conocer la molalidad de la solución, para ello
los gramos de soluto (C2H6O2) se deben transformar a moles:
Los kilogramos de solvente son:
Para el agua, Kc = 1,86 ºC/molal y Keb = 0,51 ºC/molal. En consecuencia, los
cambios en el punto de congelación y en el punto de ebullición son:
Entonces la temperatura de congelación de la solución es:
37
Y la temperatura de ebullición:
4) Una muestra de 5,50 g de un compuesto, cuya fórmula empírica es C3H3O, disuelta en
250 g de benceno produce una solución cuya variación del punto de congelación es de 1,02
ºC respecto de la temperatura de congelación del benceno puro. Determinar:
a) La masa molar del compuesto.
b) La formula molecular del compuesto.
Datos:
a)
b) Formula molecular = ?
Solución:
a) Masa Molar
La ecuación para el cálculo de la variación del punto de congelación relaciona la
concentración molar de la solución y la constante crioscópica del solvente puro, así:
Para el benceno el valor de Kc es 5,12 ºC/molal y después de sustituir los valores
para el abatimiento del punto de congelación y Kc, se tiene:
38
De la concentración molar de la solución se puede determinar los moles de soluto
contenidos en la solución, ya que:
Una vez calculados los moles y con la masa del compuesto en la solución, se puede
calcular la masa molar del mismo con la relación:
, MM compuesto: 110,4 g/mol
b) Formula molecular: A partir de la masa molar del compuesto calculada en la
parte a) y la masa molar de la formula empírica, se calcula el múltiplo entero por el cual se
multiplica la formula empírica para obtener la formula molecular del compuesto, de la
siguiente manera:
La masa molar de la formula empírica es 55,0 g/mol, el múltiplo entero es:
Y la formula molecular es: = C6H6O2
39
5) Se prepara una muestra de 50 mL de una solución acuosa que contiene 1,08 g de
albúmina humana, una proteína del plasma sanguíneo. La solución tiene una presión
osmótica de 5,85 mmHg a 298 K. ¿Cuál es la masa molar de la albúmina?
Datos:
Solución: Primero es necesario transformar la presión osmótica en atmósferas y el
volumen en L, para que exista consistencia de unidades con la constante de los gases
ideales R:
La masa molar se obtiene con la siguiente ecuación:
, la incógnita seria los moles, ya que los g de soluto son
suministrados en el problema, para conseguirlo se modifica la ecuación de presión
osmótica como sigue:
, se sustituye y se despeja moles de soluto
40
= 6,87x104 g/mol
EJERCICIOS PROPUESTOS:
1) Calcule la masa de HCl anhídrido contenido en 22,0 mL de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,19g/mL y cuyo porcentaje en masa de HCl es de 38,1%.
Resp: 9,974g
2) Calcule la concentración de 1 L de solución de ácido clorhídrico (HCl) cuya densidad es 1,19g/mL, y tiene un porcentaje de pureza de 37,0%m/m. Resp: 12,06mol/L
3) El amoníaco acuoso concentrado comercial tiene 28% en masa de NH3 y una densidad de 0,90g/mL. Calcule la molaridad de esta solución. Resp: 15mol/L
4) Una solución que contiene 66,0g de acetona C3H6O y 46g de H2O tiene una densidad igual a 0,926g/mL. Calcule: (a) La molaridad de la solución. (b) La molalidad. (c) La fracción molar del soluto H2O. (d) % masa. (e) ppm.
Resp: a) 21,174mol/L b) 38,78mol/Kg c) 0,692 d) 41,07% e) 410714,29ppm
5) Hallar la concentración (mol/L) de las siguientes soluciones: (a) 1,5 moles de NaCl en 2,5L de solución. (b) 73,5 g de ácido sulfúrico en 750 mL de solución. (c) 1,535x10 24
moléculas de glucosa C6H12O6 en 1,35 L de solución. Resp: a) 0,6mol/L b) 0,998mol/L c) 1,89mol/L
41
6) El ácido clorhídrico concentrado comercial presenta en su etiqueta las siguientes características: d= 1,19g/mL, %m/m= 37%, MM= 36,5g/mol. Determinar: (a) La molaridad de la solución. (b) ¿Qué volumen del ácido clorhídrico concentrado se requiere para preparar 100 ml a 0,2M de HCl. Resp: a) 12,06mol/L b) 1,66 mL
7) Calcular el %m/m de una solución que contiene 30g de cloruro de sodio en 300g de solución. Resp: 10%m/m
8) Calcular el %m/v de una solución que se prepara disolviendo 4g de sulfato de magnesio en agua hasta completar 90mL de solución. Resp: 4,44%
9) Cuantos mL de agua hay que agregar a 10 mL de glicerina para tener una solución al 2% v/v. Resp: 500mL
10) Cuantos gramos de carbonato de potasio hay en 600mL de solución al 5% m/v.Resp: 30 g
11) Cual será la molaridad de una solución que contiene 20g de urea en 400mL de solución. Sabiendo que el MM de la urea= 60g/mol. Resp: 0,83mol/L
12) En 500g de etanol se disuelven 50 mL de formol cuya densidad es de 0,815g/mL. ¿Cuál es la concentración de la solución en %m/m? Resp: 7,53%m/m
13) Calcular la fracción molar, porcentaje en masa y molalidad de la glicerina en una solución preparada por disolución de 45.0 g de glicerina C3H5(OH)3 en 100.0 g de agua. Resp: X=8.0910-2, 31.0%, 4.89 mol/Kg
14) Para una solución que contiene 121,8 g de Zn(NO3)2 por litro y tiene una densidad de 1.107 g/mL. Calcular:
a) El porcentaje en masa Zn(NO3)2 en la soluciónb) La molalidad de la soluciónc) La fracción molar de Zn(NO3)2
d) La molaridad de la soluciónResp: a) 11.0%, b) 0.653 mol/Kg, c) X=0.0116, d) 0.643 mol/L
15) Una solución anticongelante se prepara a partir de 222,6 g de etilenglicol, C2H4(OH)2 y 200 g de agua. Su densidad es de 1,072 g/mL. Calcule a) la molalidad y b) la molaridad de la solución. Resp: a) 18,0 mol/Kg, b) 9,11 mol/L
16) Una solución de alcohol isopropílico (alcohol para fricciones), C3H7OH, en agua tiene una fracción molar de alcohol igual a 0,250. ¿Cuál es el porcentaje en peso de alcohol y la molalidad del alcohol en la solución? Resp: 0,526%, 18,5 mol/Kg
42
17) Una solución blanqueadora comercial contiene 3,62 mL de NaClO, disuelto en 10000 g de agua. Si se sabe que la densidad del agua es de 1 g/mL a 4 ºC, determine el porcentaje en volumen de hipoclorito de sodio. Resp: 0,0362%
18) A 30 ºC, una solución saturada de NaCl tiene una molalidad de 6, 25 mol/ Kg. ¿Cuál es la fracción molar de NaCl en la solución? Resp: X=0,101
19) Muchos manuales dan las solubilidades en unidades de (g soluto/ 100 g de H2O). ¿Cómo pasaría de esta unidad a porcentaje en masa?
20) Una muestra de 43,2 mL de solución de hidróxido se sodio 0.236 M reacciona completamente con 36.7 mL de una solución de ácido sulfúrico. ¿Cuál es la molaridad de la disolución del ácido? Resp: 0.139 M
21) Calcule los gramos necesarios para preparar 250 mL de disolución de NaCl (MM=58,5 g/mol) 0,5 M. Resp: 7,3 g NaCl
22) ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio K2Cr2O7 se requieren para preparar 500 mL de una solución cuya concentración debe ser 2 mol/L. Resp: 294,2 g K2Cr2O7
23) Calcular el volumen necesario para preparar una solución de 250 mL de H3PO4 1,5 mol/L a partir de una solución de H3PO4 7,5 mol/L. Resp: 50 mL
24) El ácido clorhídrico concentrado comercial es HCl 12,0 mol/L. ¿Qué volumen de ácido clorhídrico concentrado se necesita para preparar 4,50 L de solución de HCl 1,80mol/L? Resp: 0,675 L HCl
25) Calcule la concentración de una solución de NaOH conociendo que el volumen era de 20mL que fue neutralizada con 19,7 mL de una solución 0,50 mol/L de HCl en presencia de indicador fenolftaleina. Resp: 0,49 mol/L
26) En un experimento de titulación, un estudiante encuentra que se necesitan 0,678 g de HCl para neutralizar completamente 50 mL de una solución de NaOH. ¿Cuál es la concentración (molaridad) de la solución de NaOH? Resp: 0,37 mol/L NaOH
27) Calcular el volumen de una solución 0,225 mol/L de KOH necesario para reaccionar con 0,155 g de ácido acético según la siguiente reacción:
KOH + CH3COOH KCH3COO + H2O Resp: 0,0115 L KOH
28) ¿Qué volumen de solución de ácido nítrico HNO3 0,246 mol/L se necesita para reaccionar completamente con 32,0 mL de hidróxido de bario Ba(OH)2 0,0515 mol/L?
Ba(OH)2 + 2HNO3 Ba(NO3)2 + 2H2O Resp: 0,0134L HNO3
43
29) La presión de vapor del benceno (C6H6) a 25 ºC es 93.4 torr. ¿Cuál será la presión de vapor y el descenso de la presión de vapor a 25 ºC para una solución que fue preparada disolviendo 56.4 g de un soluto no volátil (C20H42) en 1000 g de benceno?
Resp: 92 torr
30) La presión de vapor del alcohol metílico puro a 30º C es 160 torr. ¿Qué fracción de glicerol (un soluto no volátil y no disociable) se requerirá para disminuir la presión de vapor a 130 torr? Resp: 0,19 torr
31) El heptano (C7H16) tiene una presión de vapor de 791 torr a 100 ºC. A esta misma temperatura el octano (C8H18) tiene una presión de vapor de 352 torr. ¿Cuál será la presión de vapor de una mezcla de 25.0 g de heptano y 35.0 g de octano? Suponga que el comportamiento de la solución es ideal. Resp: 549 torr
32) ¿Cuál sería el punto de congelación y el punto de ebullición de una solución acuosa que contiene 55.0 g de glicerol, C3H5(OH)3, disuelto en 250.0 g de agua? El glicerol es un soluto no volátil y no disociable. Kc= 1.86 ºC/molal , Keb= 0.51 ºC/molal. Resp: -4,39º C; 101,23º C
33) Una solución acuosa se congela a -2.47 ºC. ¿Cuál es el punto de ebullición?Resp: Teb= 100,69º C
34) El punto de ebullición de una solución preparada al disolver 5,50 g de un hidrocarburo desconocido en 120, 0 g de benceno es igual a 80,5º C. El punto de ebullición normal del benceno puro es 80,1º C. ¿Cuál es la masa molar del hidrocarburo desconocido? Keb= 2,53º C/m. Resp: 290,084g/mol
35) Se disuelve 1,25 g de un compuesto desconocido en 25,0g de alcanfor. Kc= 40,0º C/m y el punto de fusión de la solución es 173,4º C mientras que el punto de fusión del alcanfor puro es de 178,4º C. ¿Cuál es la masa molar del compuesto? Resp: 400 g/mol
36) Una muestra de 1.20 g de un compuesto covalente desconocido se disuelve en 50.0 g de benceno. La disolución se congela a 4.94 ºC. Calcular la masa molar del compuesto. Kc= 5.12 ºC/molal a T= 5.48 ºC Resp: 2.2 102 g/mol
37) La presión de vapor del etanol puro a 35º C es 100mmhg. Calcular la masa del soluto no volátil cuya formula es C2H6O2, que se debe añadir a 1500ml de etanol para disminuir su presión de vapor a 10,0 mmhg a dicha temperatura. La densidad del etanol es 0,895g/ml. Resp: 16281,2g C2H6O2
44
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