SOLUCIONES

Las soluciones son sistemas homogéneos formados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente.

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.

La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polares.

CONCENTRACION :

La concentración es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución o disolvente. Esta relación se puede expresar de muchas formas distintas. Una de ellas se refiere a los porcentajes.

Porcentaje masa en masa o peso en peso, (%m/m):Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 gramos de solución. Ej: Una solución 12% m/m tiene 12 gramos de soluto en 100 gramos de solución.

Como formula, podemos expresar esta relación así:

%m/m =  x 100

Porcentaje masa en volumen (%m/v): Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 ml de solución. Aquí como se observa se combina el volumen y la masa. Ej: Una solución que es 8% m/v tiene 8 gramos de soluto en 100 ml de solución.

Fórmula:   % m/v =  x 100

Porcentaje volumen en volumen (%v/v): Es la cantidad de mililitros o centímetros cúbicos que hay en 100 mililitros o centímetros cúbicos de solución. Ej: Una solución 16% v/v tiene 16 ml de soluto por 100 ml de solución.

Fórmula: % v/v =  x 100

Otras formas son la Molaridad, la Normalidad y la Molalidad.

Es bueno recordad antes el concepto de mol. El mol de una sustancia es el peso molecular de esa sustancia expresada en gramos. Estos datos se obtienen de la tabla periódica de los elementos.

Sumando las masas de los elementos se obtienen la masa de la sustancia en cuestión.

Molaridad: Es la cantidad de moles de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:

M = n/V

M = M: Molaridad.  n: Número de moles de soluto.  V: Volumen de solución expresado en litros.

Normalidad: Es la cantidad de equivalentes químicos de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:

N = n eq/V

N = Normalidad.  n eq. : Número de equivalentes del soluto. V: Volumen de la solución en litros.

Molalidad: Es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente.   En fórmula:

m = n/kgs solvente

m = Molalidad.  n: Número de moles de soluto por Kg = 1000 gramos de solvente o 1 kg de solvente.

 EJERCICIOS:

A continuación comenzaremos una guía de problemas donde pondremos en práctica a todas estas fórmulas.

1) Calcula el % m/m de una solución que tiene 6 gramos de soluto en 80 gramos de solución.

  Aplicamos la fórmula:

% m/m =  6 grs x 100 / 80 grs

% m/m = 7.5

2) Calcula el % m/m de una solución que tiene 10 grs. de soluto y 110 grs. de solvente.

En este caso, la masa de la solución es de 120 grs. ya que resulta de sumar los 10 grs. de soluto mas los 110 grs. de solvente.

% m/m =  10 grs x 100 / 120 grs

 % m/m = 8.33.

3) Calcula la masa de soluto que tendría una solución de 220 grs. que es 4% m/m.

  En este caso podemos despejar la masa de soluto de la fórmula. Nos queda.

masa de soluto = % m/m x masa solución  /  100

masa de soluto =  4% x 220 grs / 100

Masa de soluto = 8.8 grs.

4) Cuáles son los volúmenes del soluto y solvente de una solución de 2000 ml al 16 % v/v.

Volumen de soluto = ( % v/v sción x Volumen sción )

Volumen de soluto = ( % v/v sción x Volúmen sción ) / 100

Volumen de soluto = (16 % x 2000 ml)  / 100

Volumen de soluto = 320 ml.

 

Volumen de solvente = 2000 ml – 320 ml.

  Volumen de solvente = 1680 ml.

5) Cuantos gramos de soluto tendrán 1200 ml de solución cuya concentración es de 6% m/v.

  De la fórmula:

% m/v = masa de soluto x 100 / volumen de sción

despejamos la masa de soluto.

masa de soluto = % m/V x volumen de sción / 100

masa de soluto = 6 % m/v x 1200 ml / 100

V =  80 grs x 100 / (5 % m/v sción)

Masa de soluto = 72 grs.

6) Cuál será el % v/v en una solución que se preparo con 9 ml de soluto y 180 ml de solvente.

El volumen de la solución lo obtenemos sumando a ambos volúmenes.

% v/v = ( volumen de soluto  x 100 )  /  ( volumen de sción )

% v/v = (9 ml  /  189 ml) x 100

% v/v = 4.76.

7) Cuantos moles de ácido clorhídrico (HCl) serán necesarios para hacer una solución 1,4M que tenga un volumen de 3.6 lts.

M = n / V

Despejamos  n de la fórmula quedando:

n = M x V

n = 1,4 M x 3.6 lts. n = 5.04 moles.

8) Que volumen tendrá una solución que es 2 M y contiene 18 grs. de hidróxido de potasio. (KOH).

 El volumen lo despejamos de la fórmula de molaridad. Y los 18 grs. de soluto lo pasamos a moles.

M =  n/V        v = n/M

n = masa/PM        n =  = 0.321 moles.

V = ( 0,321 moles ) / 2 M

V = 0.16 lts.

GASES IDEALES

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas

puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de

gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales,

una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante

la mecánica estadística.

En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y

temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como

un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases

nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser

tratados como gases ideales dentro de una tolerancia razonable.1 Generalmente, el

apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a

mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión),1 ya que

el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante

comparado con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es

menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas.

El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o a presiones

elevadas, cuando las fuerzas intermoleculares y el tamaño intermolecular es

importante. También por lo general, el modelo de gas ideal no es apropiado para la

mayoría de los gases pesados, tales como vapor de agua o muchos

fluidos refrigerantes.1 A ciertas temperaturas bajas y a alta presión, los gases reales

sufren una transición de fase, tales como a un líquido o a un sólido. El modelo de un

gas ideal, sin embargo, no describe o permite las transiciones de fase. Estos

fenómenos deben ser modelados por domas complejas.

 LEY GENERAL DEL GAS IDEAL Las leyes que hemos estudiado se cumplen cuando se trabaja a bajas presiones y temperaturas moderadas. Tenemos que:

Propiedades que se mantienen constantes Ley Expresión

moles, n temperatura, T Boyle P.V = constante

moles, n presión, P Charles V / T = constante

presión, P temperatura, T Avogadro V / n = constante

LEY DE BOYLE

Si se reduce la presión sobre un globo, éste se expande, es decir aumenta su volumen, siendo ésta la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Por otro lado, cuando un volumen de un gas se comprime, la presión del gas aumenta. El químico Robert Boyle (1627 - 1697) fue el primero en investigar la relación entre la presión de un gas y su volumen. 

La ley de Boyle, que resume estas observaciones, establece que: el volumen de una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce, lo que se resume en la siguiente expresión:

P.V = constante                        o                                P = 1 / V

LEY DE CHARLES  Cuando se calienta el aire contenido en los globos aerostáticos éstos se elevan, porque el gas se expande. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno, a la misma presión, la diferencia de densidad hace que el globo ascienda. Similarmente, si un globo se enfría, éste se encoge, reduce su volumen. La relación entre la temperatura y el volumen fue enunciada por el científico francés J. Charles (1746 - 1823), utilizando muchos de los experimentos realizados por J. Gay Lussac (1778 - 1823). La ley de Charles y Gay Lussac se resume en: el volumen de una determinada cantidad de gas que se mantiene a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta, que se expresa como: 

LA LEY DE GAY-LUSSAC

Establece que la presión de un volumen fijo de un gas, es directamente proporcional

a su temperatura.

Si el volumen de una cierta cantidad de gas a presión moderada se mantiene

constante, el cociente entre presión y temperatura (Kelvin) permanece

constante:

EJERCICIOS

1.- Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm. Si la temperatura no cambia?

Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Boyle: P1.V1 = P2.V2

Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo atmósferas.

Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle:

750 mmHg760mmHg /atm

⋅80cm3=1,2atm⋅V 2 ; V 2=65 ,8cm3

Se puede resolver igualmente con mm de Hg.

2.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3 a la temperatura de 20ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante.

Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Charles y Gay-Lussac:

El volumen lo podemos expresar en cm3 y, el que calculemos, vendrá expresado igualmente en cm3, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

200cm3

293K=

V 2363K

; V 2=247 ,78cm3 .

V 1T 1

=V 2T 2

3.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 200ºC.

Como el volumen y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Gay-Lussac:

La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

4.- Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta un volumen de 500 cm3 y contiene 34 g de amoníaco. Si manteniendo constante la P y la T, se introducen 68 g de amoníaco, ¿qué volumen presentará finalmente el recipiente?

Ar (N)=14. Ar (H)=1.

Manteniendo constante la P y la T, el volumen es directamente proporcional al número de moles del gas. El mol de amoníaco, NH3, son 17 g luego:

Inicialmente hay en el recipiente 34 g de gas que serán 2 moles y al final hay 192 g de amoníaco que serán 6 moles.

V 1n1

=V 2n2;500cm3

2moles=

V 26moles

; V 2=1500cm3 .

P1T1

=P2T2

790mm Hg298K

=P2

398K; P2=1055 ,1mm Hg .

5.- Un gas ocupa un volumen de 2 l en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC?

Como partimos de un estado inicial de presión, volumen y temperatura, para llegar a un estado final en el que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la ley

combinada de los gases ideales, pues la masa permanece constante:

La temperatura obligatoriamente debe ponerse en K

1atm. 2 l273K

=2atm .V 1373K

; V 1=1atm . 2l .373K2atm . 273K

; V 1=1 ,18 l

6.- Un recipiente contienen 100 l de O2 a 20ºC. Calcular: a) la presión del O2, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupará esa cantidad de gas en condiciones normales

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:

1mol de gas en c .n .ocupa siempre 22 ,4 l

=107 ,19molesX

; X=2401 l .

P0 .V oT o

=P1V 1T1

;

nº de moles=3430 g32g /mol

=107 ,19 moles

P .V=n .R .T ; P .100 l=107 ,19moles . 0 ,082 atm .lK .mol

293K ; P=25 ,75atm .