UNIVERSISAS TECNOLOGICA INDOAMERICA

UNIVERSISAS TECNOLOGICA INDOAMERICA
2015
SOLUCIONES
21/03/2015
UNIVERSIDAD TECNOLOGICA INDOAMERICA
INGENIERIA INDUSTRIAL
QUIMICA
SOLUCIONES:
En química, una solución o disolución (del latín disolutio) es una mezcla homogénea, a nivel
molecular de una o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se
encuentran en proporción que varía entre ciertos límites.
Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante
denominado disolvente o solvente
Solutos
Es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto
puede darse en cualquiera de los tres estados de la materia, a saber: solido, liquido o gaseoso,
pero lo más habitual es que el soluto se encuentre en estado sólido disolviéndose en un
solvente liquido, obteniendo así una solución liquida. La solubilidad de un compuesto químico
depende en gran medida de su polaridad. En general, los compuestos iónicos y moleculares
polares son solubles en disolventes polares como el agua o el etanol; y los compuestos
moleculares apolares en disolventes apolares como el hexano, el éter o el tetracloruro de
carbono. Ejemplos de Solutos líquidos comunes: El amonio hidratado (NH4OH), de soluto
gaseoso, el amoniaco y el dióxido de carbono los cuales son contaminantes al combinarse con
un solvente como el agua crean una solución toxica, finalmente, el ejemplo más sencillo es el
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del soluto solido, cualquier compuesto que se degenere en un líquido puede ser considerado
soluto, como el azúcar.
Tipos de solutos
Soluto polar: Si se disuelve en agua.
Soluto no polar: No se disuelve el agua, pero sí en disolventes no polares.
Solventes
Es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al
soluto. El solvente es aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede
ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua
Clasificación de los solventes
Solventes inertes: Aquellos que no alteran la naturaleza del soluto son el agua, alcohol,
acetona, éter, cloroformo, sulfato de carbono.
Solventes de reacción: Aquellos que alteran la composición química del soluto toda vez que se
produce una verdadera reacción química. HCl, H2SO4, HNO3, NaOH.
Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas,
saturadas, sobresaturadas.
Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1
gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande. Ejemplo: una
disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua.
Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando
no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos
de agua a 20º C.
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Formas de expresar la concentración
Las cantidades del soluto y del solvente se pueden relacionar entre sí, con el propósito de
establecer la proporción en que se encuentran ambos dentro de una solución; en otras
palabras, en una solución habrá una cierta cantidad de soluto disuelta por una cierta cantidad
de solvente, lo que se puede calcular mediante el empleo de ciertas formulas sencillas.
Porcentaje en peso: indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.
%
𝑷
𝑷𝒆𝒔𝒐 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
=
𝒙 𝟏𝟎𝟎
𝑷 𝑷𝒆𝒔𝒐 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Porcentaje en volumen: se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de
la solución.
%
𝑽
𝑽𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
=
𝒙 𝟏𝟎𝟎
𝑽 𝑽𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Porcentaje por litro: indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de
solución.
%
𝑷 𝑮𝒓𝒂𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
=
𝒙 𝟏𝟎𝟎
𝑽 𝑴𝒍 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Molaridad: Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución.
𝑴=
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𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
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Normalidad: Es el número de equivalentes de soluto por litro de solución.
𝑵=
𝑵𝒐. 𝒆𝒒 − 𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
Fracciones molares se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea
solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.
𝑿𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒕𝒆 =
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 + 𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆
𝑿𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 =
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 + 𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆
𝑿𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒕𝒆 + 𝑿𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒕𝒆 = 𝟏
EL PH.
Abreviatura de Potencial Hidrógeno, es un parámetro muy usado en química para medir el
grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto tiene enorme importancia en muchos
procesos tanto químicos como biológicos. Es un factor clave para que muchas reacciones se
hagan o no. Por ejemplo en biología las enzimas responsables de reacciones bioquímicas
tienen una actividad máxima bajo cierto rango de pH. Fuera de ese rango decae mucho su
actividad catalítica. Nuestra sangre tiene un pH entre 7,35 y 7,45. Apenas fuera de ese rango
están comprometidas nuestras funciones vitales. En los alimentos el pH es un marcador del
buen o mal estado de este. Por lo expuesto el pH tiene enormes aplicaciones.
La escala del pH va desde 0 hasta 14. Los valores menores que 7 indican el rango de acidez y
los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad. El valor 7 se considera neutro.
Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones
hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio (H3O).
pH = -log [H+] o pH = -log [H3O]
Electrolitos fuertes y Débiles:
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Son las sustancias que se descomponen en iones. Los fuertes se disocian o se separan en un
100% y los débiles en un muy pequeño porcentaje.
Al separarse en iones muchos de ellos pueden aportar iones OH- o iones H+ o H3O+ afectando
al pH en cierta medida.
También hay un Potencial oxhidrilo (pOH) por haber iones OH-.
pOH = -log[OH-]
la suma entre el pOH y el pH nos da 14
pOH + pH = 14
Otra fórmula muy importante que vincula a los iones H+ y OH- es la Constante del producto
iónico del agua.
Kw = [H+] . [OH-]
Kw = 1.10-14
Nos permite calcular uno de los iones cuando tenemos el otro ya que su producto siempre da
1.1014 en cualquier situación.
A veces nos piden calcular la concentración de iones OH- o H+ a partir de los valores de pOH y
pH. En estos casos resultan muy convenientes estas formulas que no son ms que el despeje
matemático de la fórmula de pH.
[H+] = 10 –pH
[OH-] = 10 –pOH
El pH y el pOH aparecen en ambos casos como exponentes.
Ahora que ya están expuestas todas las formulas primero veremos ejemplos con electrolitos
fuertes, es decir, ácidos y bases fuertes.
Ácido Clorhídrico (HCl) 0,04M:
HCl —–> H+ + Cl-
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ACIDO BASE
Características
El sabor es agrio.
Los ácidos al combinarse con las bases se neutralizan formando sales.
Acido
base
sal
HCl + Na(OH) ↔ NaCl + H2O
El PH de los ácidos va de 0 a 6,9
La Fenolftaleína no cambia de color en presencia de ácidos, es decir sigue siendo incolora.
ACIDOS
Acido clorhídrico
Acido acético (Vinagre)
Acido ascórbico(Vitamina C)
Acido láctico
Acido benzoico
Acido cítrico
Acido bórico
Acido sulfúrico
Acido fosfórico
FUNCION
Digestión forma parte del jugo gástrico
Cocina
Salud
Leche cortada
Conservante de alimentos
Da sabor agrio a limones, naranjas, toronjas
Se utiliza para el lavado de gas
Acido de bacterias de auto
Removedor de óxidos, bebidas gaseosas
Características De Las Sales




Su sabor es amargo.
Al combinarse con los ácidos se neutralizan formando sales.
Su PH va desde 7,1 hasta 14.
La Fenolftaleína en presencia de las bases se tornan en color fucsia.
Teoría De Los Ácidos Y Bases
Ácidos y bases de Arrhenius
Un ácido es una sustancia que se disocia para formar H3O+
H2SO4 + H2O ↔ H3O+ + HSO4Una base es una sustancia que se disocia en agua para formar iones hidróxido.
NaOH ↔ Na++OH-
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Ácidos y bases de Bronsted-Lowry
Un ácido es cualquier especie que puede donar un protón y una base es cualquier especie que
puede aceptar un protón.
HCl + NaOH ↔ NaCl + H-OH
Donador De Protones
Aceptor De Protones
Cuando una base acepta un protón, se vuelve un ácido capaz de devolver dicho protón y
cuando un ácido dona un protón, se vuelve una base capaz de aceptar nuevamente ese
protón.
H2SO4
Acido
+
H2O
base
↔
H3O+
+
HSO4acido conjugado
base conjugada
Cuando una sustancia tiene propiedades tanto ácidas como básicas, se la conoce como
anfótera. Un ejemplo de esto es el agua que puede actuar como ácido o como base
dependiendo del soluto, otro ejemplo es el metanol.
CH3OH
Acido
+
NH3
base
↔
CH3Obase conjugada
+
H-NH3
acido conjugado
EJERCIOCIOS DE APLICACIÓN
Ejercicio 1.
¿Cuál es la concentración de la sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl) en una solución formada
por 50 gramos de agua (solvente) y 5 gramos de esta sal (soluto)?
La sal de mesa representa al soluto y el agua al solvente; cuando ambas cantidades se suman,
luego resulta la masa de la solución (agua salada).
Primer paso. Reunir los valores numéricos.
- Masa del soluto = 5 gramos.
- Masa del solvente = 45 gramos.
- Masa de la solución = 50 gramos.
Segundo paso. Aplicar la expresión o formula física de % de peso sobre peso (% p/p).
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%
𝑃
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
=
𝑥 100
𝑃 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
=
5 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑥 100 → 10%
50 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
Respuesta= La concentración de la sal de cocina en la solución de agua salada es de 10%; esto
significa que la solución está formada por 90 partes de solvente (agua) y 10 partes de soluto
(sal de cocina), o bien, que existen 10 gramos de sal por cada 100 gramos de solución.
Ejercicio 2.
¿Cuál es la concentración, o porcentaje de peso sobre volumen (%P/V), de 60 gramos de
azúcar de mesa en una solución de 150 mililitros de agua azucarada?
El azúcar de mesa representa al soluto, la que ha sido disuelta en agua (solvente), formándose
así la solución de agua azucarada.
Primer paso. Reunir los valores numéricos.
- Masa del soluto (azúcar) = 60 gramos.
- Volumen de la solución (agua azucarada) = 150 mililitros.
Segundo paso. Aplicar la expresión o formula física de % de peso sobre volumen (% p/v).
%
P
Masa del soluto (gr. )
=
x 100
V Volumen de la solucion(ml. )
=
60 gr.
x 100 → 40%
150 ml.
Respuesta= La concentración del azúcar en la solución de agua azucarada es de 40 %; en otras
palabras, el azúcar representa el 40 % de la solución.
Ejercicio 3.
¿Cuál es la concentración de alcohol en una solución formada por 45 mililitros de agua
(solvente) y 5 ml de alcohol (soluto)?
El alcohol representa al soluto, el que ha sido disuelto en agua (solvente), formándose así la
solución de agua alcoholizada.
Primer paso. Reunir los valores numéricos.
- Volumen del soluto = 5 ml de alcohol
- Volumen del solvente = 45 ml de agua
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- Volumen de la solución = 50 ml de agua alcoholizada.
Segundo paso. Aplicar la expresión física de % de volumen sobre volumen (% V/V).
%
𝑉
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑙. )
=
𝑥 100
𝑉 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛(𝑚𝑙. )
=
5 𝑚𝑙.
𝑥 100 → 10%
50 𝑚𝑙.
Respuesta= La concentración del alcohol en la solución es de 10 % , esto es, que por cada 100
partes de solución existen 10 partes de alcohol.
Ejercicio 4.
Una solución de 2 litros contiene 0.5 moles de KCl ¿ Cuál es la molaridad de la solución ?
Primer paso. Reunir los valores numéricos.
- Cantidad de soluto = 0.5 moles de KCl
- Cantidad de la solución = 2 litros
Segundo paso. Aplicar la expresión química de molaridad.
𝑀(𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑) =
=
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
0,5 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐶𝐿
→ 0,25 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
2 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
En los 2 litros de solución tan solo están diluidos un cuarto de mol de KCl; en otras palabras,
existen un mil quinientos trillones de moléculas de KCl diluidas en los 2 litros de solución.
Ejercicio 5.
¿Cuál es la normalidad de una solución de 1 litro que contiene 18 gramos de HCl o acido
clorhídrico?
Primer paso. Reunir los valores numéricos.
- Cantidad de sustancia acida o soluto = 18 gramos.
- Cantidad de solución = 1 litro.
Segundo paso. Calcular el peso equivalente-gramo de la sustancia acida.
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- Calcular el peso o masa molecular del soluto (HCl)
H=
1(peso atómico) X 1 (Total de átomos en la formula) =
Cl-=
35
X1
1
35
36 gramos
Calcular 1 equivalente-gramo del soluto.
1 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 =
𝑚𝑎𝑠𝑎𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
36
=
= 36 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐻𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔𝑒𝑛𝑜
1
Esto significa que por 1 equivalente-gramo hay 36 gramos de HCl, entonces hay que calcular
cuántos equivalentes-gramo hay en 18 gramos de HCl
𝐶𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑒𝑙 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 − 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜 =
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 18
=
= 0,5
𝑒𝑞𝑢𝑖 − 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜
36
Existen 0.5 equivalente-gramo en los 18 gramos de ácido clorhídrico.
Tercer paso. Aplicar la expresión química de normalidad.
𝑁 (𝑛𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑) =
𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 0,5
=
= 0,5
𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
1
Respuesta= La concentración de la solución es 0.5 Normal.
Ejercicio 6
Se agregan 3 gramos de sal en una cacerola con 4 litros de agua ¿cuál es la concentración de
sal?, o dicho de otra forma ¿cuál es la concentración de la solución?
Calcular la fracción molar de solvente y de soluto: Recordemos que la fracción molar expresa la
concentración de una solución en Moles de Soluto o de Solvente por Moles Totales de la
Solución.
Solvente: agua (H2O)
Soluto: sal (NaCl)
Datos que conocemos: 3 gramos de soluto y 4.000 cm3 (4 litros) de solvente.
Con estos datos debemos resolver el problema, calculando 4 valores significativos: moles de
solvente, moles de soluto, fracción molar de solvente y fracción molar de soluto.
Para el agua, se conoce su masa molar = M(H2O) = 18 g/mol (1 mol de H2O contiene 18 g,
formados por 2 g de H y 16 g de O).
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Averiguar cuántos moles de solvente H2O) tenemos:
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 (𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒) =
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 (𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒) =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
4000 𝑔𝑟. 𝐻2 𝑂
= 222,22 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
𝑔𝑟
18
𝑚𝑜𝑙
Para la sal (NaCl) su masa molar = M(NaCl) = 58,5 g/mol (1 mol de sal equivale a 58,5 g,
formados por 23 g de Na y 35,5 g de Cl)
Averiguar cuántos moles de soluto tenemos:
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑒) =
𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜) =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
3 𝑔𝑟. 𝑁𝑎𝐶𝑙
𝑔𝑟 = 0,05128 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
58,5
𝑚𝑜𝑙
Ahora que conocemos la cantidad de moles de solvente y la cantidad de moles de soluto,
podemos calcular las fracciones molares de solvente y de soluto:
Fracción molar del solvente = Xsolvente
𝑋 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =
𝑋𝐻2 𝑂 =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
222,2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂
= 0,99977
0,05128 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 222,2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂
Fracción molar del solvente (agua) = 0,99977
Fracción molar del soluto= Xsoluto
𝑋 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =
𝑋𝑁𝑎𝐶𝑙 =
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𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
0,05128 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙
= 0,00023
0,05128 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 222,2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻2 𝑂
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Fracción molar del soluto= 0,00023
Pero sabemos que:
Entonces: 0,99977 + 0,00023 = 1
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BIBLIOGRAFIA:
MANZANO M.; “Lecciones de Química” Cuarto curso Quito 1999
BURNS R.; “Fundamentos de Química” Quinta edición México 2011
http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/acidos-y-bases-ph-2/
http://definicion.de/solvente/
http://www.quimicayalgomas.com/tag/solvente/
http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/soluciones-soluto-y-solvente/
http://catarina.udlap.mx/u_dl_a/tales/documentos/leip/alva_d_mm/capitulo4.pdf
http://www.monografias.com/trabajos97/soluciones-quimicas/soluciones-quimicas.shtml
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