Química general

Estequiometría de disoluciones

Composición de una disolución

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias que tiene las siguientes partes:

El disolvente: usualmente es la sustancia que se encuentra en mayor concentración en la mezcla.

El o los solutos: son el o los componentes minoritarios de la mezcla, y decimos que se han disuelto en el disolvente.

Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de sal en una mayor cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y la sal es elsoluto.

Todas aquéllos disoluciones en las cuales el agua es el disolvente, se llaman disoluciones acuosas.

Una de las más importantes propiedades del agua es la capacidad de disolver una gran cantidad de sustancias.

Para poder trabajar con una disolución, es necesario:

1. conocer su composición y
2. tener una manera de expresar dicha composición.

Clasificación de las disoluciones

Podemos clasificar a las disoluciones en dos grandes grupos:

Electrolíticas

• Son disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes polares.
• Los solutos se disocian en disolución para formar iones
• Pueden disociarse completamente (electrolitos fuertes)
• Pueden disociarse parcialmente (electrolitos débiles)
• Son disoluciones que conducen la electricidad

No electrolíticas

• Son disoluciones de compuestos covalentes o en disolventes no polares
• Los solutos no se disocian, solamente se dispersan
• Son disoluciones que no conducen la electricidad

Concentración de las disoluciones

La concentración se refiere a las cantidades relativas de los componentes de una disolución, expresada en cualesquiera unidades de cantidad de materia en que se quiera expresar.

Fracción en peso: Fracción del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada unidad de peso de la disolución.

Se pueden emplear todas las unidades convencionales de peso (no se pueden emplear las unidades de moles) siempre que sean las mismas para soluto y disolución.

Son independientes de la temperatura!

Ejemplo:

¿Cuál es la fracción en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H₂O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay por gramo de disolución"

De manera que la fracción en peso de la disolución es 0,1.

Tanto por ciento en peso o % en peso: Porcentaje del peso total de la disolución debida al soluto.

Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Ejemplo:

¿Cuál es el % en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H₂O?:

La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay en 100 g de disolución"

De manera que el NaCl está al 10% en la disolución.

Tanto por ciento en Volumen: Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada cien partes de disolución.

Si 10 mL de alcohol se disuelven en agua para hacer 200 mL de disolución, ¿cuál es su concentración?

%V = [(10 mL de soluto)/(200 mL de disolución)] x 100 = 5% en Volumen

Partes por millón (ppm): Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de disolución.

Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas.

En el caso del agua, se considera que las ppm de disoluciones muy diluidas es el número de mg de soluto por litro de disolución. Nótese que esta mezcla volumen y masa, que para el agua es correcto.

Fracción molar: Moles del soluto respecto al número total de moles de la disolución.

Esta escala se define así:

Donde X_A es la fracción molar de la especie A.

En el caso de disoluciones binarias se cumple que: X_soluto = 1 - X_disolvente

Molaridad: Se define como el número de moles del soluto en un litro de disolución:

Esta es, probablemente, la escala de mayor uso en química.

Esta escala, que se representa con la letra M, se define así:

Esto quiere decir que una disolución 1,0 molar (1,0 M) contiene 1,0 moles de soluto en cada litro de la disolución.

El símbolo C o c se emplea también para representar la molaridad.

Ejemplo:

¿Cuál es la molaridad de una una disolución de 20 g de NaCl en 180 mL de agua?

Primero debemos saber cuantas moles son 20 g de NaCl:

n_NaCl = 20/58,5 = 0,34 moles

Ahora determinamos la concentración de la disolución, suponiendo que el volumen de agua no varía en el proceso de disolución:

M = (0,34 moles de NaCl)/(0,18 L de disolución) = 1,89M

Molalidad: Es la cantidad de soluto (medida en moles) disuelta en cada Kilogramo de disolvente.

Esta escala se define así:

Esta cantidad no cambia al cambiar la temperatura o la presión.

Ejemplo:

¿Cuál es la molalidad de una disolución de 3,2g de CH₃OH en 200g de agua?

Peso Molecular del soluto = 12 + (4 x 1) + 16 = 32

n_{moles de soluto} = 3,2/32 0,1 moles

m (0,1 moles de soluto)/(0,2 Kg de disolvente) = 0,5 m

Algunas transformaciones

Molalidad a fracción molar: Se puede llevar a cabo con esta fórmula:

donde X_s es la fracción molar de soluto, m es la molalidad y PM_d es el peso molecular del disolvente.

Molalidad a molaridad: Puede utizarse la siguiente fórmula:

Donde s es el soluto.

Estequiometría de disoluciones. Cálculos.

Nos basamos en los mismos criterios que en los cálculos en estequiometría de reacciones, pero ahora tendremos que determinar el número de moles dependiendo de la concentración de la disolución y del volumen de la disolución usados.

En consecuencia, es necesario tener suficiente habilidad en el manejo de concentraciones y en su relacción con masas o volúmenes.

Determinar la Molaridad con la Masa y el Volumen. Ejemplo:

Calcular la molaridad de una disolución de 2,12 g de KBr en 458 mL de disolución.
(Pesos Atómicos: K = 39,10, Br = 79,90).

1) Calcular el número de moles de KBr presentes:
(Peso Molecular del KBr = 119,00)

2) Convertir los mL de disolución en litros:

3) Usar la fórmula para calcular la molaridad:

Determinar los Moles a partir del Volumen y la Molaridad. Ejemplo:

Determinar el número de moles de soluto presentes en 455 mL de una disolución de HCL 3,75 M.
(Pesos Atómicos: Cl = 35,45, H = 1,008).

1) Convertir los mL de disolución en litros:

2) Reordenar la fórmula dada para calcular las moles de soluto presentes:

Moles de HCl = (3,75 M) (0,455 L) = 1,71

Determinar la Masa a partir de la Molaridad y el Volumen. Ejemplo:

Determinar la masa (g) de soluto requerida para formar 275 mL de una disolución de KClO₄ 0,5151 M.
(Pesos Atómicos: K = 39,10, O = 16,00, Cl = 35,45).

1) Convertir los mL de disolución en litros:

2) Reorganizar la fórmula para calcular las moles de soluto presentes:

Moles de soluto = (0,5151 M) (0,275 L) = 0,142

3) Calcular el peso molecular del KClO₄:

K: 1 x 39,10 = 39,10
Cl: 1 x 35,45 = 35,45
O: 4 x 16,00 = 64,00

Peso Molecular del KClO₄= 138,55

4) Multiplar el número de moles de KClO₄ por su peso molecular para calcular la masa de KClO₄ en la disolución.

Determinar el Volumen a partir de la Molaridad y la Masa. Ejemplo:

¿Qué volumen, en mL, se necesita de una disolución 3,89 x 10^-2 M para tener 2,12 g de KBr?
(Pesos Atómicos: K = 39,10, Br = 79,90).

1) Calcular el número de moles de KBr:
Peso Molecular del KBr = 119

2) Reorganizar la fórmula para calcular en cuantos litros de disolución están, y covertir los litros en mililitros:

Calcular la Molaridad. Ejemplo:

El límite inferior de MgSO₄ que puede detectarse por el sentido del gusto en el agua es aproximadamente 0.400 g/L. ¿Cuál es la concentración molar del MgSO₄?
(Pesos Atómicos: Mg = 24,30, O = 16,00, S = 32,06).

1) Calcular el peso molecular del MgSO₄:

Mg: 1 x 24,30 = 24,30
S: 1 x 32,06 = 32,06
O: 4 x 16,00 = 64,00

Peso Molecular del MgSO₄ = 120,36

2) Calcular el número de moles de MgSO₄:

3) Reorganizar la fórmula para calcular la concentración molar:

Dilución de Disoluciones. Ejemplo:

Se prepara una disolución disolviendo 516,5 mg de ácido oxálico (C₂H₂O₄) hasta completar 100,0 mL de disolución. Una porción de 10,00 mL se diluye hasta 250,0 mL. ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?
(Pesos Atómicos: C = 12,01, H = 1,008, O = 16,00).

1) Calcular el peso molecular del C₂H₂O₄:

C: 2 x 12,01 = 24,02
H: 2 x 1,008 = 2,016
O: 4 x 16,00 = 64,00

Peso Molecular del C₂H₂O₄ = 90,04

2) Convertir 516,5 mg en g y calcular el número de moles de C₂H₂O₄:

3) Convertir 100,0 mL en L (0,100 L) y plantear la fórmula para calcular la molaridad inicial:

4) Calcular la molaridad una vez hecha la dilución a 250 mL (0,250 L):

Calcular moles o masa. Ejemplo:

La valoración es un método usado para calcular la cantidad de un reactivo A por adición de un volumen medido de una disolución de concentración conocida de un reactivo B, hasta completar la reacción.

¿Cuantos moles de hidróxido de sodio, NaOH, se necesitan para reaccionar con 225 mL de ácido clorhídrico 0,100 M?
(Pesos Atómicos: O = 16,00, H = 1,008, Cl = 35,45, Na = 22,99).

1) Convertir los 225 mL en L (0,225 L) y calcular el número de moles de HCl en esa disolución:

Moles de soluto = (0,1 M) (0,225 L) = 2,25 x 10^-2

2) Ajustar la ecuación para determinar la relación de moles entre el HCl y el NaOH:

3) En este caso, la relación es 1:1, de modo que el número de moles de NaOH requerido es:

0,0225 = 2,25 x 10^-2 moles

Determinar el Volumen. Ejemplo:

¿Qué volumen, en mL, de LaCl₃ 0,00927 M se necesita para reaccionar con 13,95 mL de oxalato de sodio 0,0225 M? (Pesos Atómicos: La = 138,0, Cl = 35,45, Na = 22,99, H = 1,008, C = 12,01, O = 16,00).

1) Convertir los 13,95 mL en L (0,01395 L) y calcular el número de moles de oxalato de sodio (Na₂C₂O₄) en la disolución:

Moles de soluto = (0,225 M) (0,01395 L) = 3,14 x 10^-4

2) Sabemos que 3 moles de oxalato de sodio (Na₂C₂O₄) reaccionan con 2 moles de LaCl₃, de modo que el número de moles de LaCl₃ necesario es:

Moles = (2/3) (3,14 10^-4) = 2,09 x 10^-4

3) A partir de los moles de LaCl₃ necesarios, calcular el volumen, en litros, de LaCl₃ 0,00927 M, y convertirlo en mL:

Determinar la Molaridad. Ejemplo:

Las patatas se pelan comercialmente introduciéndolas en una disolución entre 3 M y 6 M de hidróxido de sodio, y quitando la piel ya parcialmente suelta rociándolas con agua. Calcular la molaridad de una disolución si la valoración de 10,00 mL de la misma requiere 25,3 mL de una disolución de HCl 1,87 M para llegar al punto de equivalencia?

1) Convertir los 25,3 mL en L (0,0253 L) y calcular el número de moles de HCl en la disolución de HCl usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (1,87 M) (0,0253 L) = 0,00473

2) De la ecuación ajustada, sabemos que 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de hidróxido de sodio (NaOH), de modo que el número de moles de NaOH necesarios es también 0,0473. Convertir los 10,00 mL en L (0,01 L) y calcular la molaridad de la disolución de NaOH usando la fórmula dada:

Análisis de Mezclas. Ejemplo:

Una muestra de 0,139 g de caliza se disuelve en 25,00 mL de HCl 0,2 M. El exceso de ácido se valora con 13,22 mL de NaOH 0,180 M. ¿Cuál es el tanto por ciento de CaCO₃ en la caliza limestone?
(Pesos Atómicos: Ca = 40,01, C = 12,01, O = 16,00, Na = 39,10, H = 1,008).

1) Convertir 25,00 mL en L (0,025 L) y calcular el número de moles de HCl en la disolución de HCl usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (0,20 M) (0,025 L) = 0,005

2) Convertir 13,22 mL en L (0,01322 L) y calcular el número de moles de NaOH en la disolución de NaOH usando la fórmula dada:

Moles de soluto = (0,18 M) (0,01322 L) = 0,00238

3) Sabemos que en una ecuación ajustada, 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH, de modo que podemos restar las moles de HCl de las moles de NaOH para encontrar las moles de HCl que reaccionaron con la muestra de caliza:

5,00 x 10^-3 - 2,38 x 10^-3 = 2,62 x 10^-3 moles

4) De la primera reacción ajustada, sabemos que 2 moles de HCl reaccionan con 1 mol de CaCO₃. Por tanto, el número de moles de CaCO₃ que reaccionaron con la disolución de HCl es:

Moles de CaCO₃ = (2,62 x 10^-3 moles) (1/2) = 1,31 x 10^-3

5) Calcular el peso molecular del CaCO₃:

Ca: 1 x 40,01 = 40,01
C: 1 x 12,01 = 12,01
O: 3 x 16,00 = 48,00

Peso Molecular del CaCO₃ = 100,02

6) Calcular la masa de CaCO₃ añadida a la disolución de HCl, y dividirla por la masa de la muestra de caliza, para encontrar el tanto por ciento de CaCO₃ en la muestra:

Masa = (100,02 g/mol) x (1,31 x 10^-3 moles) = 0,131 g