3_.Disoluciones_2

8/3/2019 3_.Disoluciones_2

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Unidad IV:

Introducción a las Disoluciones



• Preparando una solución– Molaridad– Iones en solución

– Dilución• Estequiometría de solución• Titulaciones

– Titulaciones ácido-base



1.Concentración de Disoluciones

• Al preparar soluciones es importante indicar concentración de la misma, es decir, cuantosoluto y solvente componen la solución.

• Una medida de concentración muy utilizada es Molaridad (M).Molaridad = moles de soluto

Litros de solución

• El volumen medido es el de la solución completa (soluto + solvente) y debe estarsiempre en unidades de litros.



Preparando una Solución

Ejemplo: Determina la concentración molar de una solución de KMnO4 (masa molar 158.03 g/mol) que se obtiene al diluir 3.95 gramos del compuesto en un

matraz volumétrico de 25.00 mL.



Ejemplo: Determina la concentración de una solución deKMnO4 (masa molar 158.03 g/mol) que se obtiene aldiluir 3.95 gramos del compuesto en un matraz

volumétrico de 25.00 mL.

Estrategia:1. Calcula los moles de soluto utilizando los gramos y la

masa molar del soluto.3.95 gKMnO4x 1mol KMnO4 = 2.50x10-2mol KMnO4 158.03 gKMnO4

2. Cambia el volumen a unidades de litros.25.00 mL 10-2L = 2.500x10-2L

1mL3. Calcula la Molaridad.

M= 2.500x10-2mol KMnO4 = 1.00M

2.500x10-2L



Preparando una SoluciónEjemplo: ¿Cuántos gramos de Na

2

CO 3

debes usar para preparar 25.00 mL a partir de una solución 0.103 M de Na 2 CO 3 ? (Masa molar Na 2 CO 3 = 106.0 g/mol)Estrategia:1. Para calcular gramos, primero debes calcular los

moles de soluto. Despeja la expresión de molaridadpor moles.

M= moles moles = Mx Vol.(L) Vol.(L)

2. Calcula los moles de Na2CO3 que necesitas.Recuerda usar el volumen en L.

moles = 0.02500Lx 0.103M = 2.58x10-3moles



Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Na 2 CO 3 debes usar para preparar 25.00 mL a partir de una solución 0.103 M de Na 2 CO 3 ? (Masa molar Na 2 CO 3 = 106.0 g/mol)

Estrategia:3. Usa los moles de soluto y la masa molar paradeterminar los gramos.

2.58x10-3mol Na 2 CO 3 x 106.0g Na 2 CO 3 = 0.273g Na 2 CO 3

1mol Na 2 CO 3



Utilizando una Solución Ejemplo: Una reacción requiere que se añadan

1.25 10 -2 moles de NaOH y tienes disponible una solución 1.48 M de NaOH. ¿Cuánto volumen (mL) de la solución debes usar? Estrategia:

1. Despeja por volumen.M= moles Vol.(L) = moles Vol.(L) M

2. Calcula el volumen y pasa a unidades demL.

Vol.(L) = 1.25x10-2mol = 8.45x10-3L 1.48M

8.45x10-3L x 1mL= 8.45mL

10 -3 L



Concentración de Ionesen una Solución

Ejemplo: Calcula la concentración de iones de cloro en una solución 0.533 M de CaCl 2 . Estrategia:

Desgloza las unidades de molaridad en moles/L deCaCl2 y multiplica por la razón de Cl- en CaCl2..

0.533M CaCl2 = 0.533molCaCl2 x 2molCl - = 1.07M Cl -

1Lsolución 1mol CaCl2



Diluciones

En los laboratorios se utilizan con frecuencia solucionesconcentradas para preparar una soluciones de menorconcentración.

• Para preparar soluciones a partir de una solución

concentrada,– se toma una porción de la solución concentrada– se coloca en un matraz volumétrico– se añade agua hasta el nivel.

.

¿Cuál es la concentración de la solución diluida?



Diluciones • El total de moles de sustancia en la solución diluida son la

misma cantidad de moles que se transfirieron de lasolución concentrada.Recuerda que moles = MxV

Entonces,Moles transferidos del concentrado = Moles en diluido

McVc = MdVd

• Con esta relación puedes hacer cálculos para determinar

como hacer una dilución.



Diluciones Ejemplo: Determina el volumen de una solución concentrada

de 5.0 M CuCl2 que se necesita para preparar 25.0 mL de solución 1.5 M.Estrategia:Utiliza la formula de dilución, despeja por volumen delconcentrado y calcula.

McVc = MdVd

Vc = MdVd

McVc = 1.5Mx25.0mL = 7.5mL

5.0M



Estequiometría de Solución

Ejemplo: La siguiente reacción ocurre con reactivos en

solución acuosa y genera gas.Na 2 S(ac) + 2 HCl(ac) -> 2 NaCl(ac) + H 2 S(g)

Si se utilizan 25.0 mL de HCl 3.0 M para hacer

reaccionar todo el Na 2 S en solución,¿cuántos gramos de gas se generan?

• Para hacer estos cálculos es necesario combinar lasrelaciones entre concentración, moles y volumen desolución con cálculos estequiométricos.

• La clave es llevar los datos a unidades de mol.




Gramos A

AGramos B

B

moles A moles B Coeficiente

estequiométrico

Masa Molar B

MasaMolar A

Moles A = M x V Moles B = M x V




Ejemplo: La siguiente reacción ocurre con reactivos en

solución acuosa y genera gas.Na 2 S(ac) + 2 HCl(ac) -> 2 NaCl(ac) + H 2 S(g)

Si se utilizan 25.0 mL de HCl 3.0 M para hacer reaccionar todo el Na 2 S en solución,

¿cuántos gramos de gas se generan? Estrategia:1. Calcula los moles de la solución que conoces.

molesHCl = M HCl x V HCl

molesHCl = 3.0M x 0.0250L = 0.075molesHCl 2. Por estequiometría, pasa de moles de reactivo agramos de producto.

0.075molesHCl x 1molH 2 S x 34.09gH 2 S = 1.28g

2molHCl 1molH2S




Ejemplo: Determinar el volumen (mL) de HCl 1.50 M

necesario para consumir por completo 0.830g deMg.Mg(s) + 2 HCl(ac) -> MgCl2(ac) + H2(g)

Estrategia:1. Determina los moles de HCl que se necesitan paraconsumir Mg.0.830g Mg x 1mol Mg x 2mol HCl = 0.0683 mol HCl

24.31g Mg 1molMg

2. Calcula volumen de HCl. V=moles/MV= 0.0683 moles HCl = 0.0455L

1.50M 0.0455L x 1mL = 45.5 mL

10 -3 L



Titulaciones Titulación es un método para determinar las

concentración de un compuesto en una muestra.

Se añade una solución acuosa de concentraciónconocida para que reaccione con el compuesto

de interés en la muestra. Esta solución se conocecomo solución estándar.

Dependiendo de la cantidad de solución estándarutilizada y conociendo la ecuación químicabalanceada se puede determinar la concentracióndel compuesto en la muestra.



Titulaciones Ácido-Base

• El momento que la solución estándar consumetodo el compuesto de interés en la muestra seconoce como el punto de equivalencia.

• Durante titulaciones ácido- base se utilizanindicadores para el punto de equivalencia.– Indicadores son tintes que cambian decolor dependiendo de la concentración de H+.

– Ejemplo: fenolftaleína es incoloro ensoluciones ácidas y de color rosa ensoluciones básicas.




•Ejemplo: Se necesitan 15.00 mL de HNO 3 2.25 M para llegar al punto de equivalencia durante la titulación de 20.00 mL de Ca(OH) 2 . Determina la concentración de Ca(OH) 2 . Estrategia:

1. Escribe la ecuación química balanceada.2 HNO3 + Ca(OH)2 -> Ca(NO3)2 + 2 H2O

2. Usando el volumen y la concentración de HNO3

determina la cantidad de moles de solución estándar

utilizados.Moles HNO3 = M x V= 2.25M x 0.01500L= 0.0338moles




•Ejemplo: Se necesitan 15.00 mL de HNO 3 2.25 M para llegar al punto de equivalencia durante la titulación de 20.00 mL de Ca(OH) 2 . Determina la concentración de Ca(OH) 2 . Estrategia:

3. Por estequiometría, determina la cantidad de molesde Ca(OH)2 que reaccionaron con los moles de HNO3

añadidos.0.0338moles HNO3 x 1molCa(OH)2 = 0,0169 mol Ca(OH)2

2moles HNO3

4. Utiliza la cantidad de moles de Ca(OH)2 y el volumenpara calcular la concentración de la base.M = moles M= 0.0169 mol Ca(OH)2 = 0.845M

V 0.02000L



•

Otras formas de expresar laconcentración de unadisolución:

– Densidad – % en peso y Volumen –

Molalidad – Fracción Molar



Concentración es la proporción entre soluto y disolvente.Donde su expresión mas básico es la densidad:

Densidad (r)

A 5 g de NaCl (sal común) se añaden agua hasta completar250 mL. ¿Cuál será su densidad en g/L de la disoluciónpreparada?

Solución:

El volumen de la disolución 250 mL = 0,25 L.

La densidad será 20 g/L.

)(

)(

LV

gm

disolución

soluto r

Lg

L

g

LV

gm

disolución

soluto 2025,0

5

)(

)( r



Porcentaje en Peso y en Volumen

Porcentaje en Peso indica los gramos contenidos en 100 gde disolución (soluto+disolvente)

Porcentaje en Volumen indica los gramos contenidos en100 mL de disolución (soluto+disolvente)

100*)(%disolución

soluto

m

msolutodemasa

100*)(%disolución

soluto

V msolutodevolumen



Porcentaje en Peso

Calcular el % en masa de una disolución de 25 g de sulfatode cobre en 300 g de agua.

disolventesolutodisolución mmm

%7,7100*325

25100*%

g

g

V

mvolumen

disolución

soluto

25 g + 300 g = 325 g de disoluciónEntonces:

El % en masa de la disolución preparada es de 7,7% ensulfato de cobre (soluto)



Porcentaje en Volumen

Calcular el % en volumen (grado) que tendrá una disoluciónde 80 mL de metanol (alcohol de quemar) en 800 mL deagua. Suponer que los volúmenes son aditivos.

disolventesolutodisolución vvv

%1,9100*880

80100*%

mL

mL

V

mvolumen

disolución

soluto

80 mL + 800 mL = 880 mL de disoluciónEntonces:

El % en volumen de la disolución preparada es de 9,1% otambién 9,1°



Molalidad (m)

Se define como la cantidad de soluto (en moles) disuelto en

1 Kg de disolvente

Ordenando se tiene:

disolvente

soluto

m

n(m)molalidad

solutodisolvente

soluto

M m

m(m)molalidad



Se disuelven 5,61 g de KOH (MM=56,1 g/mol) en 500 mL deagua ¿Cuál es su molalidad, sabiendo que la densidad del

agua es 1 g/mL a la temperatura de trabajo?

Respuesta:

500mL*1g/mL= 500g de agua

Entonces:

56,1g/mol*0,50Kg

5,61g

(m)molalidad

mKgmol(m)molalidad 2,0) / (2,0



Fracción Molar

Se define como la relación entre la cantidad de un

componente de la disolución, en mol y la cantidad total delas especies presentes en el sistema.

totales

i

i n

n

X

Xi= Fracción molar del constituyente “i” ni

= cantidad (en moles) del constituyente “i”



Fracción Molar

Determine la fracción molar del agua y del etanol cuando

se disuelven 2,0 mol de agua en 8,0 mol de etanol.

Respuesta:

20,010,0mol

2,0mol X H2O

etanolaguatotales nnn

2,0mol + 8,0mol = 10,0molEntonces la fracción molar:

Del agua:

Del Etanol: 80,010,0mol

8,0mol X EtOH



Ejercicios Propuestos

1. Una disolución está formada por 8 g de soluto y 250 g

de agua. Sabiendo que la densidad de la disolución es de1,08 g/mL. Calcula la concentración de la disolución eng/L, %pp, %pv.

Sol: 33,47 g/L; 3,10%pp; 3,35%pv

2. Calcule la molalidad de una disolución de ácido sufúricoque contiene 24,4 g de ácido sufúrico en 198 g de agua.La masa molar de H2SO4 es 98,08 g/mol

Sol: 1.26 molal



Ejercicios propuestos Libro Chang. 10 edición

A.Pag. 163. 4.60, 4.62, 4.64, 4.66

B.Pag. 546 12.16, 12.18, 12.22, 12.24

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