SOLUCIONES II

Ciencias Básicas Plan Común

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SOLUCIONES II Unidad Nº 8 de Química - Ciencias Básicas Plan Común TEMAS 1.- Soluciones 2.- Solubidad 1. Soluciones Tal como vimos en la clase anterior, una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, cuyas proporciones relativas pueden variar dentro de ciertos límites. Desde este punto de vista, el componente que está en menor proporción se denomina soluto y el que está en mayor proporción, solvente. Ahora bien, según sea la cantidad de soluto añadida al solvente, la solución será diluida si tiene poco soluto y concentrada si tiene mucho soluto, lo cual es posible sólo cuando el soluto es muy soluble en el solvente. Por otra parte, cuando a cierta temperatura no es posible disolver más soluto, se dice que la solución está saturada y si tiene un exceso de soluto, el que no está en equilibrio con el solvente, se denomina sobresaturada. Puesto que la composición de una solución es variable, resulta necesario especificar la concentración que ésta posee. De este modo, en algunos casos, se expresa la cantidad de soluto por cantidad de disolución, y en otros, es deseable especificar la cantidad de soluto en una cantidad determinada de solvente. En general, las concentraciones pueden expresarse en unidades físicas (concentración común, porcentaje masa/ masa, masa / volumen y volumen / volumen) o en unidades químicas (molaridad, molalidad, fracción molar, ppm). Concentración común La concentración común (C) de una solución es la razón establecida entre la masa (m) del soluto y el volumen de esa solución (V). La unidad de medida es gramos/Litro. C =    m     V Molaridad (M) Esta expresión se define como la cantidad de moles de soluto que se encuentran en un litro de solución.   Donde los moles de soluto están dados como  masa (gramos) de soluto  Masa molar (MM) de soluto Molalidad (m) Se define como la cantidad de moles de soluto disueltos en 1000 g (1 kg) de solvente. Partes por millón (p.p.m.) Este tipo de concentración es utilizada para soluciones extremadamente diluidas. Corresponde a los miligramos de soluto disueltos en 1000 ml o 1 litro de solución. Fracción Molar (Xn) La fracción molar o fracción en moles de soluto en una solución es el cuociente entre la cantidad de moles del soluto y la cantidad total de moles en la solución (soluto + solvente). Es adimensional. Moles soluto + moles solvente = moles solución    X1: fracción molar soluto               X2: fracción molar solvente    n1: cantidad de moles del soluto      n2: cantidad de moles del solvente Ejemplo: Determine la fracción molar del soluto si se dispone de 2 moles de NaCl y 6 moles de H2O. Solución: Moles soluto: 2      Moles solvente: 6      Moles solución: 8 Fracción molar soluto Concentración molar de iones en una disolución Es la concentración de los iones (cationes y aniones), producto de una disociación en una disolución. Para determinar la concentración molar de los iones a partir de un compuesto, basta considerar la ecuación de disociación iónica y efectuar el cálculo estequiométrico a partir de la concentración del compuesto que origina los iones, multiplicándolo por el respectivo número de moles de cada ión. Ejemplo: A partir de una solución 0,5 molar de sulfato férrico (Fe2 (SO4)3), calcular la molaridad de sus iones. Disociación:                        Fe2(SO4)3       2 Fe+3       +      3SO4-2 Relación estequiométrica:   1 mol              2 mol         +      3 mol Concentración molar:          0,5 mol/L    (2 x 0,5) 1 mol/L      (3 x 0,5) 1,5 mol/L Molaridad en función del % p/p Esta expresión relaciona los gramos de soluto, en término de moles, y transforma los gramos de solución en volumen (ml) al ocupar la densidad de ésta. M = %m / m x ? Solución x 10 MM soluto Molalidad en función del % p/p Esta expresión relaciona los gramos de soluto en término de moles. M =   ____  %m / m x 1000___   MM soluto x (100 - %m/m) Dilución En general, diluir una solución significa adicionarle una porción de su mismo solvente puro, con lo que se consigue disminuir la concentración de la solución inicial. Sin embargo, en la solución inicial y en la solución final, la masa del soluto no varía. Estado Inicial      Estado final C1 x V1    =    C2 x V2 |Regresar a Temas| 2. Solubilidad Este término se utiliza como una medida de la capacidad que posee una determinada sustancia para disolverse en un líquido. En general, la solubilidad depende de varios factores, dentro de los que podemos destacar: Naturaleza química del soluto Esto se refiere al carácter polar o apolar que tenga la sustancia con respecto al solvente, puesto que lo semejante disuelve a lo semejante. Por ejemplo, cuando disolvemos azúcar en agua o sal en agua, ambos de carácter polar. Temperatura y presión del sistema En sólidos y líquidos, generalmente las solubilidades aumentan con la temperatura. Sin embargo, en los gases se produce el efecto contrario, puesto que frente a un aumento de temperatura el gas experimentará una expansión. Disolución Total Se produce cuando el soluto es muy soluble en el solvente. Y se puede apreciar a simple vista, cuando se ve una sola fase (líquida), lo que implica que el solvente fue capaz de disolver completamente al soluto. Disolución parcial En este caso, se aprecia un residuo al final del recipiente que lo contiene. Es decir, se distinguen dos fases. una líquida y otra sólida. Esto implica que el solvente no disuelve completamente al soluto, sino a una parte de él. De este modo tenemos que el soluto es parcialmente soluble. Disolución no total Esto ocurre cuando el soluto es insoluble en un solvente determinado. Es decir, el solvente no es capaz de disolver o solubilizar al soluto. En este caso, se logra apreciar claramente la existencia de dos fases sumamente diferenciadas. Sin embargo, esta situación se puede revertir en la medida que se manejen factores tales como temperatura o presión del sistema. |Regresar a Temas|

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Última modificación: viernes, 18 de abril de 2008, 17:45

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