Disoluciones. Unidades de Concentración

SOLUTO Y DISOLVENTE:

Generalmente se denomina disolvente, o sustancia dispersante, a la que se encuentra en mayor proporción en la mezcla siendo el soluto la que estaría en menor proporción.

Este criterio no es fijo, ya que independientemente  de las proporciones en las que se encuentren las sustancias, se considera que:

 

      1. Cuando la disolución está formada por un sólido y un líquido, el sólido será siempre el soluto si la fase final es líquida.

2. En disoluciones acuosas de ácidos y bases, el agua es siempre el disolvente.

Ejemplo de concentración de una disolución acuosa con tinte rojo:

Fuente: wikipedia.org

SOLUBILIDAD Y SATURACIÓN:

Puesto que las disoluciones acuosas son las másimportantes en la naturaleza, definimos la solubilidad de una sustancia como:

La cantidad máxima de esa sustancia que se disuelve en 100g de agua a una temperatura dada.

Cuando se alcanza esa cantidad máxima de soluto tendremos una disolución saturada,que identificamos por la aparición de un precipitado. Por otro lado la definición recoge que la solubilidad depende  de la temperatura y la naturaleza de la sustancia que se disuelve.

 

PORCENTAJE EN MASA:

Se define como los gramos de soluto  que hay por cada 100 g de disolución. Esto es:

En el caso de disoluciones muy diluidas, la concentración puede expresarse en partes por millón, ppm:

Otras veces, se habla de porcentaje en volumen:

 

MOLARIDAD:

La molaridad de una disolución, M, se define como:

MOLALIDAD:

La molalidad, m,  es otra unidad de concentración. Se define por:

FRACCIÓN MOLAR: 

La fracción molar X_m, es una unidad muy utilizada para calcular presiones parciales de gases. Se define como los moles que existen de un componente dado referido al número de moles de la disolución.

 

Luego 0 < X < 1. Podemos considerar a la fracción molar como un tanto por uno en mol.

DILUCIÓN DE DISOLUCIONES

El proceso de dilución de una disolución permite que, a partir  de una disolución de una concentración dada, podamos obtener por diluciones, esto es, por adición de agua, disoluciones de menor concentración, es decir, más diluidas.

En el laboratorio se suelen disponer de disoluciones de ácidos y bases muy concentradas que actúan como disoluciones de “reserva”.

Bibliografía:

S.Zubiaurre, J.M. Arsuaga, B,Garzón "Química 2º Bachillerato" Editorial ANAYA

Composición de una sustancia y fórmula química

COMPOSICIÓN PORCENTUAL 

El análisis químico de un compuesto proporciona su composición, normalmente expresada como porcentaje en masa o composición centesimal, que es la misma en las fórmulas empírica y molecular.

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO

El método analítica para determinar la fórmula de un hidrocarburo, consiste en quemar completamente una muestra del compuesto de masa conocida. La combustión producirá CO₂ y H₂O.

Las cantidades (en masa) formadas de CO₂ y H₂O se pueden conocer por el aumento de peso que experimentan los respectivos tubos colectores.

El vapor de agua se recoge en un agente desecante, por ejemplo CaCl₂, y el dióxido de carbono reacciona con el hidrógeno de sodio. Por diferencia de pesada se calculan las masas de H₂O y CO₂.

Conocidas las masas que se obtienen de estas dos sustancias, es posible determinar  cuánto  C y cuánto H tenía la muestra. Con estos datos se obtiene la fórmula empírica de la sustancia desconocida. Para determinar su fórmula molecular, es necesario conocer, por otros métodos, la masa molecular.

Un método muy sencillo de calcular la masa molecular es medir el volumen que ocupa una masa conocida de la muestra en estado gaseoso. La aplicación de la ecuación de los gases ideales nos permite obtener de forma inmediata ese dato.

EJERCICIO RESUELTO:

Al quemar completamente 5 g de un compuesto que contiene C, H y O se obtienen 11,9 g de CO₂ y 6,1 g de H₂O. Por otro lado, 2 g de este compuesto, en estado vapor, recogidos sobre agua a 715mmHg y 40°C ocupan un volumen de 800 L. Determina: 

a) La fórmula molecular del compuesto

      b)Su composición centesimal

Dato: La presión del agua a 40 °C es de 55 mmHg.

Solución:

      a) Cuando un compuesto orgánico se quema completamente, todo su C pasa a dióxido de carbono y todo su H a agua. Teniendo en cuenta las masas molares del CO₂ y el H₂O, 44,0 g/mol y 18,0 g/mol, respectivamente, podremos escribir:

De donde: X=3,25 g C, Y=0,68 g H.

El resto hasta 5g, será oxígeno: 5g – (3,25 + 0,68) g = 1,07 g O.

Si ahora estas cantidades las dividimos entre sus respectivas masas molares, obtendremos el número de moles de C, H y O que contiene la muestra. Normalmente no obtenemos números enteros.

Para solucionarlo, dividimos entre el menor de los tres, 0,067, y se obtienen: 4 mol C, 10 mol H y 1 mol O. Como la relación en número de átomos ha de ser la misma, la fórmula empírica será: C₄H₁₀O.

Para obtener la fórmula molecular, necesitamos conocer la masa molecular. La presión  del gas es: 715 – 55 = 660 mmHg que, suponiendo comportamiento ideal, será:

 

De donde: Mm = 74 g/mol. Por tanto, la masa molecular será de 74 u, que coincide con la masa de la fórmula empírica; Luego, el compuesto responderá a la fórmula molecular C₄H₁₀O.

      b) Lo más sencillo, en este caso, es utilizar los datos calculados en el apartado anterior a partir del enunciado:

El porcentaje también se podría haber calculado a partir de cualquiera de las fórmulas (empírica o molecular) determinadas en el apartado a). Habríamos obtenido el mismo resultado.


Bibliografía:

S.Zubiaurre, J.M. Arsuaga, B,Garzón "Química 2º Bachillerato" Editorial ANAYA

Ejercicios resueltos gases ideales

8.-Un mol de gas ocupa 25 l y su densidad es 1,25 g/l, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.
Conociendo el volumen que ocupa 1 mol del gas y su densidad, calculamos la masa del mol:

  

 

Como hemos calculado la masa que tienen un mol y sabemos que un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros en c.n., podemos calcular su densidad:



9.- Un recipiente contienen 100 l de O2 a 20ºC. Calcula: a) la presión del O2, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupara esa cantidad de gas en c.n.

a) Aplicamos la ecuación general de los gases PV=nRT  pero previamente calculamos los moles de gas:

b) Para calcular el volumen que ocupan los 107,19 moles en c.n.  podemos volver a aplicar la ecuación PV=nRT  con las c.n. o la siguiente proporción:

 

10.- Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 l de su gas, medido a 25ºC y 750 mm Hg de presión tiene una masa de 3,88 g y que su análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C, 24,74 %; H, 2,06 % y Cl, 73,20 %.
P. a.(O)=16. P. a.(H)=1. P. a.(Cl)=35,5
 
Primero calculamos la fórmula empírica:




Como las tres relaciones son idénticas, la fórmula empírica será: CHCl.

Para averiguar la fórmula molecular, necesitamos conocer la masa molar del compuesto. La vamos a encontrar a partir de la ecuación general de los gases: PV=nRT.

 

Estos moles son los que corresponden a los 3,88 g de compuesto, luego planteamos la siguiente proporción para encontrar la masa molar:

 

Como la fórmula empírica es  CHCl su masa molar “empírica” es 48,5 g/mol.
Al dividir la masa molar del compuesto (97 g/mol) entre la masa molar “empírica”

 deducimos que la fórmula del compuesto es C2H2Cl2.


11.- En un recipiente de 5 l se introducen 8 g de He, 84 g de N2 y 90 g de vapor de agua.
Si la temperatura del recipiente es de 27ºC. Calcular: a) La presión que soportan las paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de cada gas.
P. a. (He) = 4; P. a. (O) = 16; P. a. (N) = 14; P. a. (H) = 1.
 
a) Para calcular la presión que ejerce la mezcla de los gases,  calculamos primeramente el nº total de moles que hay en el recipiente:

 
nº total de moles = 2 + 3 +5 =10;
Luego aplicamos la ecuación general de los gases: 




b)   


Como se puede comprobar, la suma de las presiones parciales: 

Para calcular las presiones parciales, podemos aplicar la ecuación general para cada gas


O bien multiplicando cada fracción molar por la presión total:

 

La suma de las presiones parciales es la presión total:
9,84 atm +14,76 atm + 24,6 atm = 49,2 atm.

12.- El aire contiene aproximadamente un 21 % de oxígeno, un 78 % de nitrógeno y un 0,9 % de argón, estando estos porcentajes expresados en masa. ¿Cuántas moléculas de oxígeno habrá en 2 litros de aire? ¿Cuál es la presión ejercida si se mete el aire anterior en un recipiente de 0,5 l de capacidad a la temperatura de 25 ºC?
La densidad del aire = 1,293 g/l.
P. a. (O) = 16. P. a. (N) =14. P. a. (P. a.) = 40.

a) Primeramente averiguamos la masa de 2 l de aire:
 
Calculamos la masa que hay de cada componente en los 2 l de aire:

 

Utilizamos el NA para calcular las moléculas que hay de oxígeno:

 

b) Calculamos los moles de cada componente y los sumamos:



Aplicando la ecuación general de los gases:

 

NOTA: 

Estos ejercicios son la continuación de los ejercicios de la entrada "Gases", los encontrareis todos juntos en la vantana de documentos :)