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UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL “FRANCISCO DE MIRANDA” AREA DE TECNOLOGÍA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA COMPLEJO ACADÉMICO “LOS PEROZOS” MATERIA: QUÍMICA I

Realizado por: Prof. Ing. Ailid García Prof. 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

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.

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.

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 INCLUDEPICT INCLUDEPIC INCLUDEPI URE "http://w TURE "http:/ CTURE "http ww.fortunecit /www.fortune ://www.fort y.com/campus/ city.com/cam unecity.com dawson/196/so pus/dawson/1 /campus/daw lido100.jpg" 96/liquido10 son/196/gas \* MERGEFORMA 0.jpg" \* ME 100.jpg" \* Figura 1. Representaciones de las partículas de los tres estados de la materia. TINET RGEFORMATINE MERGEFORMA Fuente: http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/estagreg.htm Sólido T TINET Líquido Gaseoso

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).

Figura 2. Representación 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.

Figura 3. Punto de ebullición de un líquido confinado en un recipiente abierto. Fuente: http://www.sabelotodo.org/termicos/imagenes/presionvapor1.gif&imgrefurl.html

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

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. congelación líquido

sólido fusión

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/m 3. 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.

INCLUDEPICTURE "http://tbn0.google.com/images?q=tbn:CfPsBTFoonN37M:http://www.concultura.gob.sv/images/miel2.jpg" \* MERGE INCLUDEPICTURE "http://tbn0.google.com/images?q=tbn:cPQYcQ4yB-5gWM:http://www.moremotoracing

Figura 4. Ejemplos de líquidos viscosos Fuente: http://images.google.co.ve/imgres

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

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.

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

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).

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.

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.

Punto crítico (374ºC, 218 atm)

Punto crítico (31ºC, 73 atm)

A

SÓLID O

LÍQUIDO

SÓLIDO

B

Fusión/ Congelación Sublimación/ Deposición

GAS

LÍQUID O

Vaporización / Condensació Puntontriple (–57ºC, 5.1 atm)

Punto triple (0.01ºC, 0.006 atm)

Temperatura (ºC)

GAS

Temperatura (ºC)

Figura 7. Diagramas de Fases del CO2 y H2O Fuente: Silberberg, M (2002)

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

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 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.

Figura 8. Ejemplos de soluciones insaturada, saturada y sobresaturada. Fuente: http://www.monografias.com/trabajos14/soluciones/soluciones.shtml

 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. 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 soluciones, empleamos los términos

la concentración de las

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.

Figura 9. Concentración de la solución en forma cualitativa Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n

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. %m

m



masa de soluto  100% masa de solución

Porcentaje en masa sobre volumen % (m/V): indica cuantos gramos de soluto están disueltos en 100 mL de solución. %m

v



masa de soluto  100% volumen 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.

%v

v



volumen de soluto  100% volumen de solución

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. ppm 

masa de soluto  10 6 masa de solución

. 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. ppb 

masa de soluto  10 9 masa de solución

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: M 

moles de soluto Litros de solución

Molalidad: La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente. Se calcula a partir de la siguiente ecuación: m

moles de soluto Kg de solvente

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: Xi 

moles ( n ) de i moles ( n ) totales

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 NaHCO 3 por 100 gramos de agua. ¿Cuál es el porcentaje en masa de soluto en esta solución? Datos: masa NaHCO3  6 ,9 g

masa H 2O  100 g

%m  ? m 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: masa solución  masa soluto  masa solvente

Entonces se puede decir que:

%m

m



masasoluto masasoluto * 100  * 100 masasolución masasoluto  masasolvente

El porcentaje en masa de la solución se calcula como sigue:

%m

m



masa NaHCO3 masa NaHCO3  masa H 2O

* 100 

6 ,9 g 6 ,9 g * 100  * 100  6 ,5% 6 ,9 g  100 g 106 ,9 g

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? Datos: masa Zn 2   5 ,4g masa muestra  2 ,5 g

ppm Zn

2

=?

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. 1g  1  10 6 g



Si:



Entonces: masa Zn  5 ,4g * 2

1  10 6 g  5 ,4  10 6 g 1g

Una vez transformada la masa de Zn2+ se puede aplicar la ecuación para el cálculo de los ppm: ppm 

masa Zn 2  masa muestra

* 10 6 

5 ,4  10 6 g * 10 6  2 ,2 ppm 2 ,5 g

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: V NaClO  3,62mL

masa H 2O  10000 g d H 2O  1g / mL a 4º C

%v ? v Solución: Para aplicar adecuadamente la ecuación de % v/v se necesita el volumen de la solución formada por el NaClO y el H 2O, pero se tiene el volumen de NaClO y la 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:

d

masa v



v

masa d

De esta manera, el volumen de agua en la solución es:

v H 2O 

masa H 2 O d H 2O



10000 g  10000 mL 1g / mL

Una vez obtenida la masa de agua se calcula l porcentaje en volumen: v NaClO 3,62mL 3 ,62mL %v  * 100  * 100  * 100  0 ,0361% v v 3 ,62mL  10000mL 10003,62mL NaClO  v H 2 O

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: Vsolución  250 mL

M  6mol / L d  1,18 g / mL a 25º C

V HCl  ?

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: M 

moles HCl Vsolución ( L )

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 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: M 

n HCl Vsolución ( L )



n HCl  M * Vsolución ( L )

Entonces, se transforma primeramente el volumen a litros y luego se calculan los moles: Vsolución  250 mL * n HCl  M * Vsolución ( L )  6

-

1L  0,250L 1000mL mol * 0 ,250 L  1,50 moles HCL L

Calcular a partir de los moles la masa de HCl en la solución: n HCl 

masa HCl MM HCl



masa HCL  n HCl * MM HCl

La masa molar del HCl es 36,5 g/mol y la masa del ácido en la muestra es: masa HCL  n HCl * MM HCl  1,50 mol * 36 ,5

g  54 ,75 g HCl mol

- 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: d HCl  v HCl 

masa HCl , entonces: v HCl

masa HCl 54 ,75 g   46 ,40 mL d HCl 1,18 g / mL

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:

% m  20,0% m a) m  ? b) X MgSO  ? 4

X H 2O  ?

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:

molesMgSO4 

masaMgSO4 MM MgSO4



20 ,0 g  0 ,166 mol MgSO4 120,0 g / mol

Ahora se transforma primeramente la masa del solvente a kilogramos luego se calcula la molalidad de la solución: masa solvente  80 g *

m

moles MgSO4 Kg solvente



1Kg  0 ,080 Kg 1000 g 

0 ,166 mol  2 ,08 mol / Kg 0 ,080 Kg

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:

n

H 2O



masa H 2 O MM H 2O



80 ,0 g  4 ,44 moles H 2 O 18 ,0 g / mol

La fracción molar de MgSO4 se encuentra dividiendo el número de moles de MgSO4 entre el número total de moles de soluto y solvente: X MgSO4 

n MgSO4 n MgSO4  n H 2O



0 ,166 mol 0 ,166 mol   0 ,0360 0 ,166 mol  4 ,44mol 4 ,61mol

Por consiguiente la fracción molar de agua es:

X H 2O  1,000  0 ,0360  0 ,9640

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: M  0,50mol / L

Vsolución  250mL masa NaOH  ?

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:

M  n

NaOH

moles NaOH Vsolución ( L )

 M * Vsolución ( L )  0 ,5



n

NaOH

 M * Vsolución ( L )

mol 1L * 250 mL *  0 ,125moles NaOH L 1000 mL

Luego a partir de los moles de NaOH y la masa molar del mismo, se calcula la masa de hidróxido: n

NaOH



masa NaOH MM NaOH

masa NaOH  n

NAOH



masa NaOH  n

NAOH

* MM NaOH  0 ,125mol * 40

* MM NaOH

g  5 g NaOH mol

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 ).

250 mL 250 mL

Figura 10. Preparación de una solución a partir de un soluto sólido Fuente:http://www.politecnicovirtual.edu.co/Pagina%20Coordinacion %20CB/Pagina/Area%20Quimica/TALLER%20SOLUCIONES.doc

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

Alícuota de solución concentrada

Solución diluida

Figura 11. Preparación de una solución diluida a partir de una solución concentrada Fuente: Petrucci, 2007.

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: Mc  25mol / L Vc  10mL Vd  500mL Md  ?

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 Mc * Vc  Md * Vd

ecuación:

Entonces se despeja de la ecuación anterior la concentración de la solución diluida (Md) para su cálculo, obteniéndose: Md 

Mc * Vc 25mol / L * 10mL   0,5mol / L Vd 500mL

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 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.

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 observar el efecto de la solubilidad sobre un gas.

se puede

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 P 1. B) Si la presión aumenta a P 2, 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

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 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.

Figura 13. Materiales para valorar una solución. Fuente: http://www.mysvarela.nom.es/quimica/practicas_2/valoracion.htm

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:

M NaOH  0,2mol / L

V NaOH  12,5mL V HCl  25mL M HCl  ?

Solución: Primeramente se debe escribir la ecuación de reacción del HCl y la NaOH: HCl ( ac )  NaOH ( ac )  NaCl ( ac )  H 2 O( l )

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: n HCl  n NaOH

Por la ecuación para el cálculo de la molaridad se sabe que: M

n V



n  M *V

Por lo tanto, igualando la ecuación anterior para el cálculo de los moles tanto del ácido como de la base se obtiene: M acido * Vacido  M base * Vbase

Así, para la reacción de valoración de HCl con NaOH, la relación para el cálculo de la concentración del ácido es: M HCl * V HCl  M NaOH * V NaOH

M HCl 

M NaOH * V NaOH 0,2mol / L * 12,5mL   0,1mol / L V HCl 25mL

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).

Figura 14. Descenso de la presión de vapor Fuente: 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:

Pvsolvente  X solvente  Pv0 solvente 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: Pvsolvente  Pv º solvente  Pvsolvente

Podemos expresar el descenso de la presión de vapor en términos de la fracción molar del soluto.

Pvsolvente  X soluto  Pv0 solvente 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. 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. Teb  Teb ( solución )  Teb 0 ( solvente )

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: Teb  Keb  m

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

Temperatura

Figura 15. Representación de las propiedades coligativas en el diagrama de fases de la solución y solvente puro. Fuente: Silberbers, 2002

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). Tc  Tc 0  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. Tc  Kc  m

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. 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:   M  R T



n  R T v

Donde: n: número de moles soluto v: Volumen de la solución R: constante de los gases ideales,

R  0 ,0821

L  atm mol  K

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.

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:

Masa Molar 

gramos de soluto moles de soluto

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 (ΔP V) al adicionar 100 g de sacarosa a 1000 g de agua. Se aplica la Ley de Raoult 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. n C12 H 22 O11 = 100 gr.C12 H 22 O11 

1mol C12 H 22 O11 = 0,292moles 342 gr C12 H 22 O11 .

n H 2 O = 1000 gr H 2 O 

1mol H 2 O = 55,56moles 18 gr H 2 O

Por lo tanto, la fracción molar es:

X STO =

0,292 moles = 0,005222 ( 0,292 + 55,56 )moles

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 descenso de la presión de vapor:

STE

= PvºSTE * XSTE , luego se calcula es

ΔPv = XSTO * PvºSTE , ΔP = PvºSTE – Pv STE

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:

1mol

nSTE = 1000 gr  18 gr = 55,56moles

Entonces tenemos 2,32 moles de soluto (nSTO) en 55,56 moles de solvente (nSTE), luego la fracción molar de soluto será:

X STO = X STO =

n STO n STO + n STE 2,32moles = 0,04 2,32moles + 55,56moles

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: masaC2 H 6 O2  6 ,50 g

masa H 2O  200 g Tc solución  ?

Teb solución  ?

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: Tc solución  Tc º solvente  Tc

Teb solución  Teb º solvente  Teb

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:

n C2 H 6 O2 

masaC2 H 6 O2 MM C2 H 6 O2



6 ,50 ,0 g  0 ,105 moles C 2 H 6 O2 62 ,0 g / mol 1Kg

Los kilogramos de solvente son: masa solvente  200 g * 1000 g  0 ,200 Kg  m

molesC2 H 6 O2 Kg solvente



0 ,105mol  0 ,525mol / Kg 0 ,200 Kg

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: Tc  Kc * m  1,86

ºC * 0,525molal  0,98º C molal

Teb  Keb * m  0,51

ºC * 0,525molal  0,27º C molal

Entonces la temperatura de congelación de la solución es: Tc solución  Tc º solvente Tc  0º C  0,98º C  0,98º C

Y la temperatura de ebullición: Teb solución  Teb º solvente  Teb  100º C  0,27º C  100,27º C

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: masa compuesto  5 ,50 g

masabenceno  250 g Tc  1,02º C

a) MM compuesto  ? 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: Tc  Kc * m



m

Tc Kc

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:

m

Tc 1,02º C    0,199molal Kc 5,12º C  / molal

De la concentración molar de la solución se puede determinar los moles de soluto contenidos en la solución, ya que:

m

molescompuesto Kg solvente



moles compuesto  m * Kg solvente  0 ,199

molescompuesto  m * Kg solvente mol * 0 ,250 Kg  0 ,0498 mol del compuesto Kg

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 

masacompuesto molescompuesto



5 ,50 g , 0 ,0498 mol

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: n

MM compuesto MM Form. Empírica



110 ,4 g / mol  2 ,01  2 55 ,0 g / mol

Y la formula molecular es: 2 * ( C 3 H 3 O ) =

C6H6O2

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:

v solución  50 mL masa de albú min a  1,08 g ( g de soluto )   5 ,85 mmHg T  298 K MM albú min a  ? 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:

  5 , 85 mmHg 

L  50 mL 

1 atm  7 ,70  10  3 atm 760 mmHg

1L  0 ,05 L 1000 mL

La masa molar se obtiene con la siguiente ecuación:

MM 

g soluto moles soluto

, 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:   M  RT 

, se sustituye

moles de soluto  R T L solución

moles soluto 

M 

moles soluto L solución

y se despeja moles de soluto

moles soluto 

7 ,70  10 3 atm  0 ,05 L  1,57  10  5 moles L  atm 0 ,0821  298 K mol  K

  L solución R T

MM 

1,08 g = 6,87x104 g/mol 1,57  10 5 moles

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 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=8.0910-2, 31.0%, 4.89 mol/Kg 14) Para una solución que contiene 121,8 g de Zn(NO 3)2 por litro y tiene una densidad de 1.107 g/mL. Calcular: a) El porcentaje en masa Zn(NO3)2 en la solución b) La molalidad de la solución c) La fracción molar de Zn(NO3)2 d) La molaridad de la solución Resp: 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 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 ¿Cuál es la fracción molar de NaCl en la solución?

molalidad de 6, 25 mol/ Kg. Resp: X=0,101

19) Muchos manuales dan las solubilidades en unidades de (g soluto/ 100 g de H 2O). ¿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 H 3PO4 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 HNO 3 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

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 (C 20H42) 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

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