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Molaridad.Esta unidad de concentración se basa en el volumen de una solución y por ello es conveniente utilizarla en los procedimientos del laboratorio en donde la cantidad medida es el volumen de solución. La molaridad se define como el número de moles de soluto por litro de solución (también como el número de milimoles de soluto por mililitro de solución):
)(mililitro
mmoleso
L
moles
V
nM
en donde M es la molaridad, n es el número de moles de soluto y V es el volumen de solución expresado en litros. Ya que:
mol
gramosgramos
MM
gn
en donde g representa los gramos de soluto y MM la masa molecular del soluto, de aquí que
L
moles
VMM
gM
Cuando se da la información de la concentración de una especie química en moles por litro esto se indica poniendo la fórmula de la especie dada entre corchetes. Por ejemplo, [H+] = 0.1 nos indica que la concentración de H+ es de 0.1 moles/litro.Tratándose del equilibrio químico, es necesario distinguir entre la concentración analítica que no es más que el número total de moles de un soluto en un litro de solución y la molaridad analítica de una especie en equilibrio. Por ejemplo, si añadimos 0.1 moles de ácido acético a un litro de agua, tendremos una concentración analítica de ácido acético 0.1 molar. Sin embargo en virtud del equilibrio:
HCOOCHCOOHCH 33
una fracción de las moléculas de ácido acético estará ionizada por lo que la concentración real de la especie CH3COOH será menor que 0.1 molar.
Algunos reactivos de mucha aplicación en análisis químico son manufacturados en estado líquido como una disolución concentrada de la sustancia de interés. Entre estas sustancias tenemos la mayoría de los ácidos que con mayor frecuencia se utilizan en los laboratorios como son el ácido sulfúrico, clorhídrico, etc. En los frascos de estos ácidos concentrados nos indican los fabricantes su porcentaje (% masa/masa) y densidad de la solución del ácido. Con estos datos podemos calcular el volumen necesario del ácido concentrado para preparar un ácido más
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diluido. Para ello nos basamos en la masa de reactivo necesaria para preparar la solución es igual a la masa que encontramos de ese reactivo en una solución concentrada. Por ejemplo para una solución diluida cuya concentración se da en forma de molaridad:
)(100
%)()()()()(
lnln
lnlnln.lnln
concso
soluto
concso
concsoconcsoconcso
solutodilsodilso g
g
mL
gmLV
mol
gMMLV
L
molM
En general la ley de conservación de la masa, en este caso particular aplicada a las soluciones, nos exige que el número de moles al preparar una dilución de una solución se mantenga constante y esto se expresa por:
)()()()( lnln.lnln LVL
molMLV
L
molM concsoconcsodilsodilso
Ejemplos de cálculos relacionados con la molaridad.
Ejercicio 1. Calcule la molaridad de una solución que contiene 6.00 g de NaCl (MM 58.44) en 200 ml de solución.
L
mol
Lmol
gg
L
moles
VMM
gM 513.0
200.044.58
00.6
Ejercicio 2. Calcule el número de moles y el número de gramos de KMnO4 (MM 158.0) en 3.00 litros de una solución 0.250 M.
molesLL
molVMn 750.03250.0
gramosmol
gmolesMMng 1190.158750.0
Ejercicio 3. Cuántos mililitros de H2SO4 concentrado al 95% (r = 1.84 g/mL) se necesitarán para preparar 2.5 l de solución 2 M de este ácido.
El número de gramos de H2SO4 necesarios será:
42490985.22 SOHdegramosmol
gL
L
molesMMVMm ácido
nec
en cada mL de H2SO4 hay:
3
lnln
ln 748.195.084.1100
%
so
ácido
so
ácidosomL mL
g
g
g
mL
gm
Y la cantidad de mL necesarios será:
mL
mL
gg
m
mV
ácido
ácido
mL
necconcac 3.280
748.1
490.
Normalidad
Al igual que la molaridad, esta unidad de concentración se basa en el volumen de solución. La normalidad se define como el número de equivalentes del soluto por litro de solución
L
eg
V
egN
#
en donde N es la normalidad, #eg es el número de equivalentes, y V es el volumen de la solución expresado en litros. Esta definición puede ser extendida cuando se emplea el concepto de miliequivalente gramo y el volumen se maneja en mililitros ya que (usando el análisis dimensional):
ml
meg
L
mleg
meg
L
egN
1000
11000
Pues:
eg
gramosgramos
ME
geg
en donde g representa los gramos de soluto y ME la masa del equivalente, por lo que
L
eg
VME
gN
A continuación se define e ilustra la determinación de la masa del equivalente-gramo en los diferentes tipos de reacciones. Esto se basa en que en las reacciones químicas las sustancias reaccionan equivalente a equivalente. Este es
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el fundamento de la volmetría, cuestión que veremos con más detalle en otra sección. 1. Reaccioness de neutralización. La masa del equivalente-gramo de una sustancia en volumetrías de neutralización es la masa de la sustancia que puede suministrar, reaccionar con, o ser químicamente equivalente a un átomo gramo de protones (H+) en la reacción que tiene lugar. Así, la masa del equivalente-gramo del HCl coincide con su masa molecular; la masa del equivalente-gramo del H2S04 es la mitad de la masa molecular. La masa del equivalente-gramo del ácido acético, CH3COOH coincide con su masa molecular; el hecho de que el ácido acético esté débilmente ionizado nada tiene que ver con la equivalencia, pues en su reacción con una base el ácido acético aporta a la reacción todo su contenido en protones. Las tres etapas de la ionización del ácido fosfórico, H3P04, condiciona que puede proporcionar protones (o ser neutralizado) por etapas, en reacciones independientes con puntos finales propios. Por consiguiente, el ácido fosfórico tiene masas del equivalente-gramo diferentes, representados por H3P04/1, H3P04/2 y H3P04/3, según se neutralicen 1, 2 o sus 3 protones. Es un principio universal que la masa del equivalente-gramo está deter-minado por la reacción que tenga lugar.La masa del equivalente-gramo de una base es la masa de ella que reacciona con o acepta un átomo gramo de protones. Así, la masa del equivalente-gramo del hidróxido sódico es NaOH/1; el del hidróxido bárico, Ba(OH)2/2; el del carbonato sódico, Na2CO3/1 cuando pasa a HCO3~, y Na2CO3/2 cuando pasa a H2C03. 2. Formación de precipitados, complejos o electrolitos débiles. En este tipo de volumetrías, la masa del equivalente-gramo de una sustancia es la masa de la misma que proporciona, reacciona con, o es quimicamente equivalente a un átomo gramo de un catión monovalente en el precipitado, complejo o electrolito formado. En la precipitación volumétrica del cloruro de plata, un mol de AgNO3 contiene un equivalente, porque es la cantidad de dicha sustancia que aporta un átomo gramo de Ag+, catión monovalente, en el precipitado. En la misma reacción la masa del equivalente-gramo del KCl coincide con su masa molecular, pues dicho compuesto aporta la cantidad de ion cloruro que reacciona con un átomo gramo del catión monovalente Ag+. En su precipitación en forma de AgCl, la masa del equivalente-gramo del cloruro de bario es BaCl2/2. Si se precipita en forma de BaCrO4 la masa del equivalente-gramo del K2CrO4 es K2CrO4/2, porque la mitad dla masa molecular aporta una cantidad de ion cromato que reacciona con la mitad de un átomo gramo del catión divalente Ba2+ para formar el precipitado de BaCrO4. La mitad del átomo gramo de un catión divalente es equivalente a un átomo gramo de un catión monovalente.En la reacción
2)(2 CNAgAgCN
5
la masa del equivalente-gramo del cianuro potásico es 2KCN, pues se necesitan 2CN- para completar la reacción con un átomo gramo del catión monovalente Ag+ en la formación del complejo. Obsérvese que la equivalencia del KCN se funda en su reacción con Ag+, y no en el ion potasio del KCN; el K+ no juega ningún papel en la reacción. La equivalencia fundada en la monovalencia del potasio conduciría a una conclusión errónea. En la formación del electrolito débil HgCl2, el equivalente del NaCl coincide con la masa molecular; pero en la formación del complejo HgCl4-, el equivalente es 2NaCl. No puede darse un énfasis mayor a la afirmación de que el equivalente se determina mediante la reacción que tiene lugar. 3. Reacciones redox. En volumetrías redox, la masa del equivalente-gramo de una sustancia es la masa de la misma que aporta, recibe (reacciona con) o es químicamente equivalente a un mol de electrones transferidos en la reacción que tenga lugar.La mejor forma de deducir el equivalente de una sustancia es escribir la ecuación de su semirreacción ion-electrón y observar el número de electrones necesarios por cada mol de la sustancia que interesa. De la misma forma que los ácidos polipróticos pueden tener masas de equivalente-gramo diferentes, las sustancias que pueden sufrir varios cambios diferentes de electrones, tienen en cada cambio distinto peso equivalente. Por ejemplo, la masa del equivalente-gramo del permanganato potásico es su masa molecular dividida por 5, o 3, según se reduzca a Mn2+ o MnO2 respectivamente. En la semirreacción
OHCreHOCr 232
72 72614
el equivalente del dicromato de potasio es su peso fórmula entre 6. Ejemplos de cálculos relacionados con la molaridad.Ejercicio 1.Calcule la normalidad de una disolución de ácido sulfúrico que se prepara disolviendo 2 mL de ácido concentrado al 95 % (densidad 1.84 g/L) en agua y aforando hasta 250 mL. R/
L
Eq
LSOEqH
SOgHSOgH
SOgH
SOmLH
SOgHSOmlH
N concconc
concconc
285.0250.049
95.084.12
42
42
42
42
42
4242
Ejercicio 2.
6
Calcule el número de gramos de Na2CO3 puro que se requieren para preparar 250 ml de una solución 0.150 N. El carbonato de sodio se va a titular con HCl de acuerdo a la ecuación:
3223 2 COHHCO
R/ Cada mol de Na2CO3reacciona con dos moles de H+, por lo que su peso equivalente es la mitad de su peso molecular, o sea 105.99/2 = 53.00 g/eq. De aquí:
gEq
g
L
EqLCOgNa 99.100.53150.0250.032
Ejercicio 3.Calcule la normalidad de una solución de nitrato de níquel preparada al disolver 2.00 g de níquel metálico puro en ácido nítrico y diluyendo a 500 ml. Al titular el níquel con KCN ocurre la siguiente reacción:
24
2 )(4 CNNiCNNi
R/ El peso equivalente del níquel es la mitad de su peso atómico debido a que el níquel es un ion divalente. Por lo tanto,
L
Eq
LEq
gg
N 136.05.0
70.58
00.2
Título o titro de las disoluciones.Lo referente a la reacción equivalente a equivalente de las sustancias en las reacciones químicas nos conduce a que hay otra manera de expresar la concentración y que es de mucho empleo en química analítica, que es el título de una solución. Las unidades del título están dadas en peso por unidad de volumen, pero el peso en lugar de ser el del soluto es el de la sustancia con la que reacciona la solución. Por ejemplo, si 1.00 ml de solución de hidróxido de sodio neutraliza exactamente a 2 mg de ácido acético, la concentración del hidróxido se puede expresar como igual a 2.00 mg de ácido acético por mL. La concentración como título (T) se puede convertir fácilmente a normalidad y viceversa, como se ve en la siguientes relación:
meg
mgME
mL
megN
mL
mgT
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Tomando en cuenta que la masa del equivalente que se toma es la de la sustancia con que reacciona la solución y no la del soluto. Ejercicio 4.Determine el título en cloruro del nitrato de plata 0.01N.R/
mL
mg
meg
mg
mL
megT ClClCl 3545.045.3501.0
Problema 1.La solubilidad del BaCl2 en agua destilada a diferentes temperaturas se muestra en la tabla siguiente:
Si se disuelven 45 g de BaCl2 en 100 g de agua destilada, calentada a 80 °C y la disolución se enfría muy lentamente hasta 50 °C sin que se observe precipitado. Se añade un microcristal (de masa despreciable) de la sustancia y se observa que aparece un precipitado. Se continúa enfriando hasta 30 °C. Trace la gráfica de solubilidad del BaCl2.Diga que tipo de disolución se tiene al inicio, a los 50 °C hasta que se añadió el microcristal y de ahí en adelante.¿Cuántos gramos de BaCl2 precipitan? ¿Cuál es la molalidad de la solución?Calcule la [Cl- ]si la densidad de la solución es de 1.17 g/mlDatos: MF del BaCl2 = 208.23 R/
La gráfica de la solubilidad nos muestra que partimos de una disolución no saturada (A). Aproximadamente a 62.5 °C la solución se satura y hasta que
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añadimos el microcristal, es una solución sobresaturada. Al precipitar elm exceso, se establece el equilibrio soluto disuelto ↔ soluto sólido y estamos en presencia de una solución saturada, que se mantiene así hasta el final del experimento.Evidentemente precipitan 47 – 38.2 = 8.8 g de BaCl2. Quedando 38.2 g de BaCl2
disueltos.Esto nos permite hacer los demás cálculos.Tengo 38.2 g del soluto, o sea 0.183 moles (= 38.2/208.23) por 100 g del solvente. Evidentemente en 1000 gramos tendré 1.83 moles o sea la solución es 1.83 molal.Para el cálculo de la molaridad necesito el dato de la densidad de la solución. Los moles de BaCl2 que hay en 1000 ml de soln serán:molesBaCl2 = (1.17gsoln/mlsoln)*(1000mlsoln)*(38.2gBaCl2/138.2gsoln)*(1/208.23g BaCl2/mol)Que da un resultado de 1.553 moles o sea la solución es 1.553 molar en BaCl2. Como la sal es fuerte y soluble, al disolverse cada especie BaCl2 proporciona dos iones cloruro a la solución y por tanto la [Cl- ] = 3.106. Problema 2.50 g de FeSO4.7H2O están disueltos en 250 g de agua. Calcular el tanto por cierto en masa del hidrato cristalino y la molaridad del sulfato de hierro (II) anhidro de la disolución si la misma tiene una densidad de 1.12 g/ml.MF FeSO4 = 152 Solución:La masa de la disolución obtenida constituye 300 g. Hallamos el tanto por ciento en masa del hidrato cristalino directamente:% m/m = 50*100 /300 = 16.7La masa de la sal anhidra en 50 g de hidrato cristalino se obtiene utilizando el factor gravimétrico del FeSO4 en el FeSO4.7H2O:m FeSO4 =50*152/278=27,4 gSi la disolución tiene una densidad de 1.12 g/ mL la molaridad del FeSO4.7H2O en 1 litro es:(1.12 g soln/ml)*(1000 ml/l)*(0.167 g FeSO4.7H2O/g soln)/(278 g FeSO4.7H2O/mol)= =.6728 MComo 1 mol de FeSO4.7H2O al disolverse da 1 mol de FeSO4, la molaridad del FeSO4 es la misma. Problema 3. Hallar la molalidad y fracción molar del soluto en una disolución al 45% (en masa) de sacarosa C12H22O11.MM sacarosa = 342 Solución:En 1000 g de solución tendremos 450 g de sacarosa. Esto equivale s 450/342 = 1.316 moles. Entonces la molalidad (moles de soluto por 1000 g de solvente será:Molalidad = 1.316*(1000/550) = 2.39
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La fracción molar del soluto es x2 =n2 /(n1+n2).1000 g de disolución contienen 1.316 moles de sacarosa y 30.556 (= 550/18) moles de agua, en consecuencia:x2 =1.316/ (1,316+30.556)=4.098×10-2. Problema 4. Hallar la molalidad, la normalidad y la molaridad de la disolución al 15 % m/m de H2SO4 (=1,10 g/ml).MM H2SO4 = 98.08 Solución. Para calcular la molalidad hallemos primeramente la masa de acido sulfúrico en 1000 g de agua partiendo del porcentaje de ambos componentes:mH2SO4 = 15* (1000/85) = 176.47 gPor tanto la molalidad es: molalidad=176,47/98.08=1,80 mol/1000g.Para calcular la molaridad y la normalidad debemos hallar la masa de ácido sulfúrico en 1 L de disolución. Esta es:mH2SO4 = (1000 mlsoln)*(1.10 gsoln/mlsoln)*(0.15 gH2SO4/gsoln)= 165 gEntonces en cada litro tendremos 165/98.08 moles y 165/49.04 equivalentes de ácido sulfúrico por lo que M = 1.682 y N = 3.364 Problema 5.Hallar las masas de agua y de CuSO4.5H2O necesarias para preparar 1 litro de disolución que contiene 8 % (en masa) de sal anhidra. Calcule la molaridad, la molalidad y la fracción molar de la sal anhidra. La densidad de la disolución al 8% de CuSO4 es igual a 1,084 g/ml.MF CuSO4.5H2O = 249.7 Solución:La masa de un litro de disolución será 1,084*1000=1084 g. Esta disolución debe contener 8% de sal anhidra, es decir 1084*0,08=86,7 g. La masa de CuSO4.5H2O que contiene 86,7 g de sal anhidra se halla utilizando el factor gravimétrico: m CuSO4.5H2O = 86.7*249.7/159.6 = 135.6 g.La masa de agua necesaria para preparar la disolución constituirá 1084-135,6=948,4 g.La molaridad del CuSO4 será evidentemente 86.7/(159.6*1) = 0.5432 mol/l.La molalidad será (86.7/156.9)*(1000/948.4) = 0.5727 molalComo tenemos 52.59 (= 948.4/18) moles de agua, la fracción molar será:xCuSO4 = 0.5432/(0.5432 + 52.59) = 1.02 × 10-2
DISOLUCIONES
Las disoluciones presentan las siguientes características:
Es una mezcla homogénea.Las sustancias dispersas se encuentran en estado de división molecular o iónico.No posee una composición cuantitativa definida.Sus componentes sólo pueden separase mediante cambios de estado de agregación.
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Las disoluciones se pueden clasificar teniendo en cuenta el estado físico en sólidas, líquidas y gaseosas. En Química Analítica las disoluciones líquidas son las más comunes.
Una disolución está compuesta por el soluto y el disolvente. El soluto es el componente que cambia el estado físico al formarse la disolución y el disolvente el que lo mantiene. Ejemplo: en una disolución de NaCl en agua, el soluto es el NaCl y el disolvente es el agua. Si todas las sustancias que forman la disolución mantienen su estado físico original, el soluto será entonces el componente que está en menor proporción.
MECANISMO DEL PROCESO DE DISOLUCION
Para que una sustancia se disuelva en otra es necesario separar las entidades elementales que constituyen el soluto y el disolvente por separado, venciendo las interacciones soluto- soluto y disolvente- disolvente y por otro lado se establezcan interacciones soluto-disolvente, que sean más intensas que las primeras. Se pueden diferenciar las siguientes etapas:
1.- Separación de entidades elementales del soluto.
2.- Separación de entidades elementales del disolvente.
3.-Solvatación (Atracción de entidades elementales del soluto y el disolvente).
Todo este proceso se ilustra en la siguiente figura donde se indican además las variaciones de entalpía (calores) de los procesos:
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El calor o entalpía de disolución HD será la suma de todas estas energías:
HD = Hx + Hd + Hx-d
Siendo: Hs (entalpía de solvatación) = Hd + Hx-d
Como regla general se tiene que:Si HD >0 el proceso de disolución es endotérmico, por lo tanto el proceso de disolución se favorece al aumentar la temperatura. Ejemplo: la disolución de NH4NO3 en agua.Si HD < 0 el proceso de disolución es exotérmico, por lo que el proceso de disolución se favorece al disminuir la temperatura.Aunque esto no es así para todas las sustancias por lo que la influencia de la temperatura en el proceso de disolución debe determinarse, en última instancia, experimentalmente.
La velocidad del proceso de disolución depende de varios factores:1.- La temperatura. Con el aumento de la temperatura aumenta la velocidad de disolución.2.- La naturaleza del soluto y el solvente. Solventes que son capaces de disminuir las fuerzas existentes entre las partículas del soluto, aumentan la velocidad de disolución.3.- El tamaño de partícula del soluto. A menor tamaño de partícula mayor velocidad de disolución pues aumenta la superficie de contacto entre el soluto y el disolvente.4.- La agitación. La agitación favorece mecánicamente el proceso de disolución.
SOLUBILIDAD
Cuando se prepara una disolución a una presión y temperatura determinada, se observa que para una cantidad de disolvente dado, el soluto se va disolviendo hasta que llega un momento en que cualquier adición de soluto se precipita en el fondo del recipiente. Cuando se alcanza esa condición se dice que la disolución es saturada, es decir existe un equilibrio entre el soluto disuelto y el soluto sin disolver, ya que la velocidad del proceso de disolución es igual a la velocidad del proceso de separación. Si separamos la fase líquida de la sólida (por ejemplo por filtración y la colocamos en un nuevo recipiente, cualquier adición de soluto conlleva a la formación de una fase sólida de igual masa, por estar saturada.
Cuando la disolución contiene menos soluto disuelto que la correspondiente disolución saturada a una temperatura y presión dada, se dice que es no saturada, y si contiene más soluto disuelto en esas condiciones de presión y temperatura se dice que es sobresaturada. Bajo ciertas condiciones, se obtienen soluciones sobresaturadas, que al afectar el sistema, precipitan.
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Se define entonces la solubilidad como la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de disolvente a una presión y temperatura dada.
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD
Entre los factores que afectan la solubilidad de las sustancias tenemos: la naturaleza del soluto y el disolvente, la temperatura y la presión.
Naturaleza del soluto y el disolvente: Cuando las fuerzas que interactúan entre las entidades elementales del soluto y el disolvente por separado, no difieren mucho, se favorece el establecimiento de interacciones entre las entidades elementales del soluto y el disolvente y por lo tanto es mayor la solubilidad del soluto en el disolvente. Por esta razón los solutos polares se disuelven generalmente en disolventes polares y los poco polares en disolventes apolares. Esto se expresa generalmente como “lo semejante disuelve lo semejante”.
Temperatura: La dependencia de la solubilidad de una sustancia con la temperatura se representa gráficamente por medio de las curvas de solubilidad. En la figura siguiente se representan las curvas de solubilidad de varias sustancias:
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Los puntos sobre las curvas representan las composiciones de las disoluciones saturadas correspondientes a las distintas temperaturas. Los puntos por debajo de las curvas representan las disoluciones no saturadas y los puntos por encima de la curva las disoluciones sobresaturadas.
Presión: La presión sólo influye en el caso de solutos gaseosos. A temperatura constante, un aumento de la presión aumenta la masa de gas disuelto y por lo tanto aumenta la solubilidad. Esto se conoce como la ley de Henry. Es corriente observar esto cuando abrimos un recipiente que contiene agua gaseada o un refresco.
Formas de expresar la concentración de las disoluciones.Para el análisis químico es necesario en muchas ocasiones llevar nuestro analito a una forma disuelta en un solvente adecuado. También se emplean muchas soluciones de diferentes reactivos, por lo que es muy importante expresar y calcular la concentración de las soluciones.Cualquiera sea la forma de expresar la concentración, esta referirá la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente o disolución. Dado que estas cantidades pueden expresarse en unidades de masa, cantidad de sustancia o volumen, la concentración de una disolución puede expresarse de diferentes formas. Las definiciones de estas son (en las expresiones se utiliza X- soluto; d- disolvente; D- disolución): Porcentaje masa/masa, % m/m: Expresa la masa de soluto por cada 100 gramos de disolución.
% / 100X
D
mm m
m
Por ejemplo, una solución de cloruro de sodio que se prepara disolviendo 1 g de esta sustancia en 99 g de agua es una solución al 1% m/m. Cuando no se multiplica por 100 se obtiene la fracción másica o tanto por uno. Fracción molar XX: Es la relación entre el número de moles de soluto disuelto y la suma de los moles de soluto y de disolvente:
XX
X d
nX
n n
Así la disolución anterior de NaCl tendrá fracción molar igual a:
10,017158,5 0,0031
1 99 0,0171 5,558,5 18
NaCl
molX
mol
Molalidad: Es la relación entre la cantidad de moles de soluto y la masa de disolvente expresada en kg.
14
XX
d
n molm
m kg
Entonces la disolución mencionada de NaCl tendrá una molalidad:1
58,5 0,17270,099NaCl
molesm
kg
Porcentaje volumen/volumen, % v/v: Es la relación entre el volumen de soluto disuelto multiplicado por 100 y el volumen de la disolución, medidos a igual temperatura y presión.
% / 100X
D
Vv v
V
Así una disolución de diclorometano en cloroformo que contiene 150 ml de diclorometano por cada litro de disolución es una disolución al 15 % v/v. Al igual que el porcentaje en masa si no se multiplica por 100 se obtiene la fracción volumétrica.
Concentración másica: Es la relación entre la masa de soluto y el volumen de la disolución
Xm
D
m gC
V l
Para soluciones muy diluídas resulta conveniente utilizar como manera de expresar la concentración de la solución en partes por millón, que definimos como:
610X
X d
mppm
m m
en donde mS es el número de gramos de soluto y mD el número de gramos de solvente. Como por lo general mS es muy pequello comparado con mD, esto se convierte en
610X
d
mppm
m
Como un litro de agua a temperatura ambiente pesa aproximadamente 106 mg, un mg de soluto en un litro de agua está en una concentración de alrededor de una
15
ppm, o sea la concentración en ppm resulta equivalente a expresar la concentración en mg/L.De manera similar se pueden expresar las concentraciones en partes por billón.
910X
d
m gppb
m L
Molaridad: Expresa la cantidad de moles de soluto por litro de disolución.
X
D
n molM
V l
Normalidad: Expresa la cantidad de equivalentes-gramo de una sustancia que hay por litro de disolución.
# X
D
eg egN
V L
El equivalente gramo de una sustancia está relacionado con la cantidad de la misma que se involucra en una reacción. Abordaremos posteriormente como se determina el equivalente gramo. El término por ciento en masa se emplea comúnmente para expresar la concentración aproximada de los reactivos de laboratorio. Para soluciones muy diluidas es conveniente utilizar unidades de partes por millón o partes por billón. Para el estudio de las propiedades coligativas de las disoluciones y los cálculos de potenciales químicos se utilizan la fracción molar y la molalidad. La molaridad y la normalidad son los términos de concentración que se utilizan con más frecuencia en los análisis cuantitativos y por ello serán vistos en mayor detalle.
