Modulo Quimica Media 2 by ayrton oskanain

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II

MODULO II SOLUCIONES

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica

UNIVERSIDAD DE BUENOS AIRES

PROGRAMA DE EDUCACIÓN A DISTANCIA UBA XXI

Proyecto de Articulación con Enseñanza Media

Curso:

NOCIONES BÁSICAS DE QUÍMICA

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica

Recomendaciones Comiencen por leer el contenido teórico de cada módulo. Presten suma atención a las aclaraciones, ya sea en los conceptos o en la resolución de problemas tipo. Resuelvan las actividades propuestas utilizando los conocimientos que ya poseen y los nuevos adquiridos en cada módulo. No se apresuren con las respuestas, la primera opción no siempre es la correcta, es válido probar y cambiar hasta convencerse de que es el camino adecuado. Vuelvan a leer las explicaciones teóricas y la bibliografía o visiten los sitios web recomendados, tantas veces como consideren necesario para resolver los ejercicios propuestos. Consulten a su tutor. Una vez que el ejercicio está resuelto, cotéjenlo con la solución que les proponemos. Recuerden que no hay un único camino, y les estamos dando sólo uno de ellos. No se “hagan trampa” acudiendo a las resoluciones antes de terminar. Eso no los ayuda, les crea la falsa sensación de que entienden cuando en realidad no es así. Deben llegar al resultado, en lo posible sin ayuda externa y luego analizar, en caso de que no coincidan sus resultados con los que nosotras proponemos, dónde estuvo el error y en qué consistió. Organicen su tiempo teniendo en cuenta el cronograma presentado. Resuelvan las autoevaluaciones. Éstas les ayudarán a decidir si pueden avanzar o volver un paso atrás y revisar algunas cuestiones antes de proseguir el camino.

Esperamos que este curso les resulte ameno y útil y los ayude a superar la barrera que suele levantarse entre ustedes y la universidad. Les deseamos éxito en la tarea que van a emprender y cuenten con nuestro apoyo ante cualquier dificultad. Patricia Susana Moreno - Leticia Zuccaro

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Módulo II: SOLUCIONES TEMARIO 1 – Retomando el Módulo I... aMezclas y sustancias bSistemas homogéneos y heterogéneos 2 - Las Soluciones ab-

Definición ¿Cómo determinar si una sustancia es soluble?

3 - Electrolitos y no electrolitos 4 – Tipos de soluciones 5 – El proceso de disolución 6 – Solubilidad abc-

Equilibrio dinámico Soluciones saturadas y no saturadas Solubilidad de gases en agua c.1 - Efecto de la presión c.2 - Efecto de la temperatura Curva de solubilidad

7 – Propiedades coligativas abcd-

Disminución de la presión de vapor Aumento de la temperatura de ebullición Disminución de la temperatura de congelamiento (o fusión) Presión osmótica

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8 - Formas de expresar la concentración de las soluciones 9 - Diluciones 10 – Para que practiques solo/a abcd-

Concentración Solubilidad Dilución Problemas de soluciones (para resolver luego de ver Unidades atómicas moleculares, Módulo III)

11 – Para saber un poco más 12 – Solucionario Sitios recomendados http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/menu.htm http://images.google.com.ar/imgres?imgurl=http://www.computerhuesca.es/~fvalles/d ibujos/destsp1.jpg&imgrefurl=http://www.computerhuesca.es/~fvalles/dibujos.htm&h= 150&w=168&sz=9&tbnid=Nm1BUEGU4nDX2M:&tbnh=83&tbnw=93&hl=es&start=2&pre v=/images%3Fq%3Ddestilacion%26svnum%3D10%26hl%3Des%26lr%3D http://www.icarito.cl/icarito/2003/917/pag4.htm http://es.geocities.com/qo_11_sepypur/ http://www.msd.es/publicaciones/mmerck_hogar/seccion_24/seccion_24_284.html

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1.- RETOMANDO EL MÓDULO I ... 1.a.- Mezclas y sustancias Si observamos a nuestro alrededor veremos que estamos rodeados por distintos materiales. Estamos tan acostumbrados a convivir con ellos que no les prestamos demasiada atención. Pero, alguna vez nos preguntamos ¿cómo son a nivel submicroscópico? ¿Cuáles son las partículas que los forman? ¿Tienen todas las partículas la misma estructura? No, por lo general, no nos preocupamos por eso. Están ahí, nos son útiles y los usamos sin cuestionar demasiado. En general, los materiales con los que convivimos no son sustancias puras sino mezclas de distintas sustancias (recordá lo visto en el Módulo I sobre sustancias y mezclas). Para poder entender los conceptos que encontrarás en este módulo y resolver los problemas que te proponemos, tenés que tener bien clara la diferencia entre mezcla y sustancia. • En una mezcla las partículas dispersas y las dispersantes no pierden su identidad y pueden separarse por métodos físicos. •

Las sustancias, en cambio, deben separarse por métodos químicos, se deben romper las uniones formadas entre los átomos o iones.

Utilizaremos el modelo de partículas para aclarar este punto. Comenzaremos por las sustancias y usaremos ejemplos de sustancias moleculares para que la explicación resulte más sencilla, pero lo mismo se aplica a las sustancias iónicas. Una vez que hayas cursado el Módulo IV, no tendrás inconveniente en aplicar estos conceptos a sustancias iónicas, pero por ahora no es necesario complejizar las explicaciones. Una sustancia molecular, es decir formada por moléculas, puede estar formada por átomos iguales o distintos. En el primer caso, dijimos en el Módulo I, las llamamos simples y en el segundo caso compuestas. Ejemplos de sustancias simples son el ozono y el nitrógeno. Podemos representar sus moléculas utilizando el modelo de esferas interpenetradas de la siguiente manera:

Molécula de ozono O3 (formada por 3 átomos de oxígeno)

Figura 1

Molécula de nitrógeno N2 (formada por 2 átomos de nitrógeno)

Figura 2

En la llamada capa de ozono hay, entre otras, una gran cantidad de moléculas de ozono. En un tubo que contiene nitrógeno puede haber trillones de moléculas de nitrógeno (el número depende de las condiciones de presión y temperatura). Ejemplos de sustancias compuestas (o compuestos), son el agua y la sacarosa (azúcar de mesa).

Moléculas de agua H 2O

Molécula de sacarosa C12H22O11

Figura 3 Figura 4

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Las moléculas pueden estar formadas por unos pocos átomos (3 en el caso del agua, H2O; 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno) o por muchos, como en el caso de la sacarosa (45, C12H22O11) o la molécula de ADN.

Porción de molécula de ADN

Figura 5

Observá que cada molécula, no importa su tamaño, se comporta como un “paquete”, forma un todo, una unidad. En un vaso de agua pura hay trillones de esos paquetes, de esas “unidades de agua”, todas con la misma estructura, que simbolizamos H2O. Cada molécula de agua es un “paquete” que contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos (de una forma particular que veremos en el Módulo IV). Cuando hablamos de cantidades de estas sustancias que podemos observar a simple vista o pesar en una balanza, estamos hablando de un número muy grande de moléculas, del orden de 1023, es decir miles de trillones de moléculas. (Profundizaremos en este tema en el Módulo III).

Figura 6 Representamos aquí cómo se vería a nivel molecular una porción de agua pura de un vaso.

Figura 7 Representamos aquí cómo se verían a nivel submicroscópico los cambios de estado en el agua pura.

Si sometemos la sustancia agua a distintos cambios de estado (recordá que son cambios físicos), por ejemplo calentando un trozo de hielo, esas “unidades” (o “paquetes”) no modifican su estructura, sólo se modifica el espacio entre ellas y por eso vemos agua en tres estados de agregación diferentes: sólido, líquido y gaseoso. Pero la estructura de la molécula de agua, a nivel submicroscópico, no se ve afectada.

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Pero, si pretendemos separar los átomos de hidrógeno de los átomos de oxígeno en las moléculas de agua, debemos recurrir a métodos más enérgicos como la electrólisis y provocar la descomposición de la sustancia (recordá el Para Saber Más del Módulo I). En el proceso de electrólisis se utiliza la corriente eléctrica para descomponer una sustancia (ver Solucionario Módulo I- Experimentando). A diferencia de los cambios de estado, éste es un fenómeno químico, modifica la naturaleza de las sustancias que participan. Antes y después del proceso NO se tienen las mismas sustancias.(Profundizaremos en este tema en los próximos módulos). Figura 8 Luego de descomponerse, las moléculas de agua dejan de ser moléculas de agua para ser moléculas de oxígeno y moléculas de hidrógeno. Observen que, sin embargo, el tipo y número de átomos no varía.

Veamos ahora el caso de las mezclas. Si en un plato ponemos fideos de espinaca, de morrones y al huevo, podemos diferenciarlos porque tienen distinto color. Vemos mezclados fideos verdes, rojos y amarillos. Y admitiremos la mayoría de nosotros, sin ningún problema, que el hecho de estar juntos no modifica a ninguno de ellos. Los de espinaca siguen siendo fideos de espinaca, los de morrón de morrón y los al huevo, al huevo. Y podríamos separarlos sin dificultad, si nos tomamos el trabajo de, pacientemente, pinchar con un tenedor los de un color por vez. Lo mismo podemos plantear para un plato de cereales tipo mix donde se encuentran mezclados trozos de avena, maíz, arroz, fruta seca, etc. Podríamos separar los distintos ingredientes si quisiéramos hacerlo, pero dado el tamaño que tiene cada trozo sería un poco más complicado y tedioso que en el caso de los fideos, pero no imposible. Y cada trozo mantendría sus propiedades características. No se verían modificadas por la presencia de otros alrededor. Esto que parece obvio al tratar sistemas macroscópicos no lo es tanto cuando las mezclas se producen a nivel molecular y no tenemos la posibilidad de distinguir las partículas de la mezcla. En una mezcla de este tipo se encuentran moléculas de dos o más sustancias (recordá que hablamos de moléculas pero puede aplicarse al caso de sustancias iónicas también). Cada una de las moléculas mantiene su identidad. Ésta no se ve afectada por la presencia de otras moléculas de distinto tipo a su alrededor. Cada sustancia puede separarse de la otra por métodos físicos, es decir, sin modificar su naturaleza química o estructura. Intentemos visualizar cómo se vería a nivel submicroscópico el contenido de un vaso con agua azucarada. El agua azucarada es una mezcla de moléculas de agua y moléculas de azúcar. Cada tipo de molécula mantiene sus características estructurales, sólo se encuentran unas rodeadas por otras.

Figura 9 Vaso de agua con azúcar. Para que el dibujo sea más simple, se representan las moléculas de agua como pelotitas celestes y las de azúcar como pelotitas rojas. Comparen con la Figura 6 (siguiendo este criterio tendría sólo pelotitas celestes)

Así como podíamos utilizar el tenedor para separar los fideos de distintos colores podemos utilizar métodos particulares para separar las mezclas de sustancias. Estos métodos son físicos, no modifican la estructura de las sustancias participantes. Dependiendo de las características de la mezcla existen diferentes métodos que se

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica pueden aplicar: métodos de separación de fases (filtración, decantación, tamización) y métodos de fraccionamiento (destilación, cromatografía).

Para saber algo más sobre métodos de separación y fraccionamiento.

PARA QUE TE QUEDE CLARO Durante los cambios físicos no se modifica la naturaleza química de las sustancias participantes. Son ejemplos, los cambios de estado y las mezclas. Durante los cambios químicos se modifica la estructura de las sustancias intervinientes. Son ejemplos, las reacciones químicas como la combinación y la descomposición, entre otras.

1.b.- Sistemas homogéneos y heterogéneos Luego de esta distinción entre sustancias y mezclas, que es muy importante para que puedas comprender el resto de los contenidos, vamos al tema que nos ocupará en este módulo. Como vimos en el Módulo I, un sistema material puede, en una primera aproximación, clasificarse en homogéneo o en heterogéneo: Figura 10

Figura 11

En ambos ejemplos no es posible distinguir fases. Las propiedades intensivas no varían dentro del sistema.

Mezcla de agua y alcohol.

Las monedas están fabricadas con aleaciones de metales.

Figura 12

Figura 13

En las Figuras 12 y 13, es posible distinguir distintas fases a simple vista. Las propiedades de cada fase son diferentes.

Sistema heterogéneo formado por agua y aceite.

Sistema heterogéneo formado por trozos de diferentes metales (aluminio, plomo, cinc)

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Si observás la clasificación de mezclas heterogéneas que te dimos en el cuadro de Sistemas Materiales en el Módulo I, verás que podemos clasificarlas según el tamaño de las partículas dispersas. Así, existen mezclas que a simple vista parecen homogéneas pero que vistas al microscopio, no lo son. Por ejemplo, la leche; si miramos una gota de leche en un microscopio veremos (entre otras cosas) gotitas de grasa flotando en un líquido. Figura 14

Acá encontrarás más información sobre la leche.

Otras mezclas permiten que percibamos las partículas dispersas únicamente usando un ultramicroscopio. Estos sistemas reciben el nombre de coloides. Por ejemplo: la cerveza Figura 15

Para más información sobre el ultramicroscopio.

Si no recordás el tema sistemas materiales, acá encontrarás algunas aclaraciones. Si esto no es suficiente, releé el Módulo I.

2.- LAS SOLUCIONES 2.a.- Definición Las mezclas que nos van a ocupar en este módulo son aquellas que no permiten que distingamos las partículas dispersas ni siquiera utilizando un ultramicroscopio. Se dice que la mezcla se produce a “nivel molecular”. Estas mezclas reciben el nombre particular de disoluciones o simplemente soluciones.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica ¿Por qué nos ocuparemos especialmente de las soluciones? Porque la mayoría de las reacciones químicas no se producen entre sólidos, líquidos o gases, sino entre iones y moléculas disueltos en agua o en otros solventes. Por ejemplo, todas las reacciones metabólicas de nuestro cuerpo se dan en un medio acuoso. Las soluciones son sistemas homogéneos fraccionables, es decir, se pueden separar sus componentes por medios físicos como ya dijimos, por ejemplo, mediante la destilación o la cromatografía. Una solución está formada por uno o más solutos disueltos en un solvente. Existen dos criterios para definir cuál de los componentes es el soluto y cuál es el solvente: 1° criterio: se designa solvente al componente que se encuentra en cantidad predominante, siendo el otro el soluto. 2° criterio: se designa solvente al componente cuyo estado físico coincide con el estado físico de la solución obtenida. Podemos encontrar cualquiera de estos dos criterios en los libros, por eso los mencionamos, pero nosotros, en estos módulos utilizaremos el primero. La elección de un criterio u otro es arbitraria, en general, se debe a la costumbre o a que nos resulta más práctica una clasificación que la otra. Pero lo más importante es que todos acordemos cuál va a ser el criterio empleado al clasificar, para hablar de lo mismo y evitar confusiones. El agua es la excepción a este criterio, ya que siempre se considera el solvente aunque se encuentre en menor proporción. Por ejemplo, en una solución acuosa que tiene 98% de ácido sulfúrico, el agua será el solvente y el ácido el soluto. Veamos esto con un ejemplo:

Figura 16

Agua (solvente)

Dicromato de potasio (soluto)

Solución acuosa de dicromato de potasio (solución)

Si nos imaginamos cómo se vería a nivel de las partículas, sería algo así: Figura 17

solvente

soluto

solución

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PARA QUE TE QUEDE CLARO Las soluciones son sistemas homogéneos fraccionables formados por uno o más solutos disueltos en un solvente. Convencionalmente, denominaremos soluto al componente de la mezcla que se halla en menor proporción y solvente al que se halla en mayor proporción, con excepción del agua que siempre será considerado como el solvente.

2.b.- ¿Cómo determinar si una sustancia es soluble? Podemos establecer una manera de determinar cualitativamente si una sustancia es soluble o no. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve en forma visible una cantidad suficiente cuando se agrega al agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. De acuerdo con este criterio, podemos describir a las sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles en términos cualitativos. En el siguiente cuadro te mostramos, a modo de ejemplo, algunos datos. CUADRO 1 Compuestos solubles e insolubles

COMPUESTOS SOLUBLES

EXCEPCIONES

Compuestos que contengan iones de metales alcalinos (Li+,Na+, K+,Rb+, Cs+) y el ion amonio (NH4+) Nitratos (NO3-), bicarbonatos (HCO3-) y cloratos (ClO3-) Haluros (Cl-, Br-, I-) Sulfatos (SO42-)

Haluros de Ag+, Hg22+ y Pb2+ Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ y Pb2+

COMPUESTOS INSOLUBLES

Carbonatos (CO32-), fosfatos (PO43-), cromatos (CrO42-), sulfuros (S2-) Hidróxidos (OH-)

EXCEPCIONES Compuestos alcalinos y el Compuestos alcalinos y el

que contengan iones de metales ion amonio que contengan iones de metales ion Ba2+

Aguas duras y aguas minerales

Si observás en el cuadro 1, los cromatos de metales alcalinos como el potasio y sulfatos son solubles en agua. Figura 18 Ejemplos de compuestos solubles

El dicromato de potasio en agua da soluciones de color naranja.

El sulfato de cobre (II) en agua da soluciones de color celeste.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica Si observás en el cuadro 1, los haluros (cloruros, bromuros, yoduros) son solubles, pero los de plata, mercurio y plomo son excepciones a esta regla. Figura 19 Ejemplos de compuestos insolubles

El ioduro de plomo (II), PbI2, es un compuesto insoluble de color amarillo.

El ioduro de mercurio (II), HgI2, es un compuesto insoluble de color rojizo.

El cloruro de plata, AgCl, es un compuesto insoluble de color blanco.

También hay cromatos insolubles, como por ejemplo:

El cromato de plomo (II), PbCrO4, que es de color amarillo. El cromato de plata, Ag2CrO4, que es de color marrón rojizo.

Si no conocés los símbolos de los elementos, consultá la Tabla Periódica de los Elementos.

3.- ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrolitos y no electrolitos. Un electrolito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una solución que conduce la electricidad. Un no electrolito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. En el siguiente cuadro se muestran algunos ejemplos de electrolitos fuertes, electrolitos débiles y no electrolitos. Los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio (NaCl, sal de mesa), yoduro de potasio (KI) y nitrato de calcio [Ca(NO3)2], son electrolitos fuertes. Los líquidos del cuerpo humano contienen muchos electrolitos fuertes y débiles. El agua es un disolvente muy efectivo de compuestos iónicos.

Este tema se verá con más detalle en el Módulo IV al analizar las propiedades de los compuestos orgánicos e inorgánicos.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica CUADRO 2

Electrolito fuerte HCl, ácido clorhídrico

Electrolito débil CH3COOH, ácido acético

No electrolito (NH2)2CO, urea

(ácido que se encuentra en el jugo (el ácido del vinagre) gástrico y comercialmente se conoce como ácido muriático)

HNO3, ácido nítrico

HF, fluoruro de hidrógeno

HClO4, ácido perclórico

HNO2, ácido nitroso

H2SO4, ácido sulfúrico

NH3, amoníaco

NaOH, hidróxido de sodio

H2O, agua

(componente de la orina y de muchos fertilizantes)

CH3OH, metanol

(uno de los responsables de la lluvia ácida)

(alcohol tóxico, componente del alcohol de quemar)

CH3CH2OH, etanol

(alcohol de las bebidas)

(uno de los responsables de la lluvia (componente de artículos de limpieza) ácida)

(soda cáustica)

El agua pura es extremadamente débil.

C6H12O6, glucosa

(El más conocido de los carbohidratos. La deficiencia en su metabolismo produce diabetes)

C12H22O11, sacarosa

electrolito (azúcar común)

Ba(OH)2, hidróxido de bario Compuestos iónicos

Si te interesa saber cómo distinguir electrolitos fuertes y débiles experimentalmente, acá encontrarás un experimento sencillo.

4.- TIPOS DE SOLUCIONES Como ya dijimos antes, las soluciones tienen, como todas las mezclas, una composición variable. Según el estado físico de los componentes se pueden distinguir varias clases de soluciones. Las más comunes son: CUADRO 3

Componente 1 Gas Gas Gas Líquido Sólido Sólido

Componente 2 Gas Líquido Sólido Líquido Líquido Sólido

Estado de la solución resultante Gas Líquido Sólido Líquido Líquido Sólido

Ejemplos Aire Soda (CO2 disuelto en agua) H2 gaseoso en paladio Alcohol en agua Sal en agua Aleaciones: amalgamas, bronce, latón.*

* Se llama amalgamas a las aleaciones de mercurio con diferentes metales. El mercurio reacciona rápidamente con otros metales por lo que es preferible NO utilizar alhajas de plata u oro al manipular mercurio, para evitar que se estropeen. El bronce es una aleación de cobre y estaño. El latón es una mezcla de cobre y cinc. Aunque puede haber muchos tipos de soluciones, como muestra el cuadro 3, nos ocuparemos sólo de soluciones acuosas y, particularmente, de sólidos disueltos en agua. Haremos alguna referencia breve a casos de gases y líquidos disueltos en agua.

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5.- EL PROCESO DE DISOLUCIÓN Para entender mejor el proceso de disolución, veamos qué ocurre a nivel submicroscópico (molecular). ¿Cómo un soluto se disuelve en un solvente? Para que un soluto se disuelva en un solvente, primero deben vencerse las fuerzas de atracción entre las partículas (átomos, moléculas o iones) que lo forman y separarlas de manera que las partículas de solvente sean capaces de intercalarse entre las de soluto. (Recordá lo visto en el Módulo I con respecto a los estados de agregación de la

materia: sólido, líquido y gaseoso).

Por ejemplo, si disolvemos azúcar en agua, tendremos la disolución de un soluto formado por moléculas en agua. Para los casos en que un soluto molecular se disuelve en agua, podemos imaginar la disolución como un proceso en tres etapas. En la primera etapa se separan las moléculas de soluto (azúcar). En la segunda se separan las moléculas de solvente (agua). En estas etapas se necesita gastar energía para vencer las fuerzas intermoleculares de atracción; por lo tanto, son endotérmicas. En la tercera etapa se mezclan las moléculas de solvente y las de soluto. Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico (se libera energía en forma de calor).

Figura 20 Enfoque molecular del proceso de disolución concebido en 3 etapas. Se separan las moléculas del solvente (1) y del soluto (2). Después se mezclan las moléculas del solvente y del soluto (3).

PARA QUE TE QUEDE CLARO •

Para que el proceso de disolución sea favorable o exotérmico, la atracción soluto-solvente debe ser mayor que la atracción soluto-soluto y que la atracción solvente-solvente.

•

Si la atracción entre moléculas de soluto y de solvente es más débil que la que se da entre moléculas de soluto entre sí y de solvente entre sí, el proceso de disolución será endotérmico (requerirá consumir energía, generalmente en forma de calor).

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica El proceso de disolución, como otros procesos físicos o químicos, está regido por dos factores, uno es el energético que acabamos de enunciar y el otro, se refiere a la tendencia hacia el desorden propia de todos los procesos naturales. En estado puro, el soluto y el solvente poseen cierto grado de orden que se caracteriza por la disposición más o menos regular de sus partículas en el espacio. Gran parte de este orden se pierde cuando el soluto se disuelve en el solvente. Por lo tanto, el proceso de disolución va acompañado por un aumento en el desorden y esto es lo que favorece la disolución de una sustancia, aún cuando sea un proceso endotérmico (energéticamente desfavorable). Para facilitar la comprensión de este proceso usaremos una analogía. Pero es necesario aclarar que las partículas que forman las soluciones no poseen la capacidad de decidir que poseemos los seres humanos. La explicación de por qué dos sustancias se mezclan dista mucho de tener que ver con decisiones voluntarias o sentimientos. No debés atribuirles a las partículas propiedades que son particulares de los hombres y mujeres. Hecha esta aclaración, va el caso1 …

En un aula, tenemos dos grupos de amigos, los de Carla y los de Ana. La gente de cada grupo tiene cosas en común que hace que se sientan bien juntos y se hayan desarrollado sentimientos de simpatía y amistad entre ellos. Ahora, para un trabajo de la escuela, queremos que los dos grupos se mezclen y NO contemplamos la posibilidad de que la profesora los obligue; entonces, debemos hacer explícitas aquellas cosas que son importantes e interesantes para los miembros de los dos grupos. De esta manera, se generarán “fuerzas” de atracción entre ellos que harán que se forme un solo grupo. Si no es así, cada grupo mantendrá su individualidad y no tendremos la mezcla esperada.

Figura 21

Volviendo a nuestro tema, se debe establecer contacto entre las partículas de soluto y de solvente de manera que actúen las fuerzas de atracción entre ellas. Si éstas (fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y de solvente) prevalecen sobre las que actúan entre partículas del mismo material (soluto-soluto o solvente-solvente), tendremos una disolución. Esto lo podemos ver más claramente en un ejemplo cotidiano. Cuando agregamos un poco de azúcar al café agitamos (revolvemos) para que se disuelva más rápido. Si no lo hiciéramos, el proceso de disolución sería más lento, pero se produciría igual. Aunque lo hagamos inconscientemente, esto sirve para favorecer el contacto entre las partículas de soluto y de solvente. Cuando la sustancia que ponemos en agua es un compuesto iónico, como por ejemplo cloruro de sodio, NaCl, la sal común de mesa, lo que sucede es que cada partícula del cristal es separada y rodeada por moléculas de agua. Las moléculas de agua tienen dos zonas con densidades de carga distintas: una positiva sobre los átomos de hidrógeno y otra negativa sobre el átomo de oxígeno. Por esto, las moléculas de agua se orientan alrededor de los iones del cristal de manera que los polos opuestos queden enfrentados (cargas de distinto signo se atraen y del mismo signo se repelen).

Si bien el ejemplo dista mucho de parecerse a la realidad de los sistemas que estamos estudiando, éste se incluye sólo a los fines de facilitar la comprensión del proceso de disolución por parte de los alumnos. Debe aclararse que son más las diferencias entre los ejemplos que las similitudes. Pero como una primera aproximación muy esquemática de la idea básica que deben adquirir los alumnos, es útil. El docente debe hacer explícito que los sistemas materiales son inanimados y carecen de todas las actitudes y voluntades propias de los seres humanos, las cuales no se han puesto de manifiesto en este caso ex profeso, tratando de que sólo actúen los intereses en común y no otros factores que son importantes para las empatías personales.

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Catión (Na+) rodeado de moléculas de agua

Figura 22 Disolución de un cristal de sal.

Cristal de cloruro de sodio (NaCl), sal común

Anión (Cl-) rodeado de moléculas de agua

Molécula de agua

El mecanismo por el cual una disolución es posible, varía según el soluto y el solvente y puede ser bastante complejo, por lo que por ahora, sólo nos quedaremos con la idea general hasta aquí expuesta.

PARA QUE TE QUEDE CLARO Las mezclas son sistemas cuya composición es variable. No es posible escribir una fórmula para representar una mezcla. Los componentes de una mezcla no pierden o cambian sus características particulares al mezclarse y pueden separarse unos de otros por métodos físicos. Las mezclas pueden ser heterogéneas u homogéneas. Una solución es un sistema homogéneo ⇒ sus propiedades intensivas se mantienen constantes en todo el sistema.

Es muy importante que no confundas los conceptos vistos. Para ayudarte, recordemos cómo se representarían los distintos sistemas vistos a nivel submicroscópico: Figura 23

Homogénea

Heterogénea MEZCLAS

Sust. Simple

Sust. Compuesta

SUSTANCIAS

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6.- SOLUBILIDAD Todos hemos agregado azúcar a un café o té. ¿Podemos agregar azúcar indefinidamente? No, por supuesto. Llega un momento, por más que agitemos con una cuchara, en el que comienza a acumularse en el fondo de la taza. Llegado este punto, cuando tenemos una solución saturada y exceso de soluto en el fondo, se establece un equilibrio dinámico. Solución saturada de azúcar

Figura 24

Exceso de azúcar en el fondo

6.a.- Equilibrio dinámico ¿Qué entendemos por equilibrio dinámico? Aunque pareciera que ya no se disuelve soluto, lo que en realidad pasa es que la velocidad de disolución es igual a la velocidad de precipitación. Por cada partícula de soluto que deja el líquido para formar parte del precipitado en el fondo, otra que estaba en el precipitado pasa a formar parte de la solución. De esta manera, si pudiésemos sacar fotos a nivel molecular, siempre veríamos la misma cantidad de partículas de soluto tanto disueltas como en el residuo sólido. Figura 25

1. Al colocar un soluto en agua comienza a disolverse 2. La velocidad de disolución es mayor que la de precipitación (observá el tamaño de las flechas) 3. Se llega a un equilibrio dinámico: las velocidades de disolución y precipitación son iguales Debemos aclarar que estos sistemas tienen una particularidad: Existe una cantidad máxima de soluto que se puede disolver en un determinado volumen de solvente a una determinada temperatura antes de que el sistema se transforme en heterogéneo. A esto se llama límite de saturación. Teniendo en cuenta el límite de saturación, las soluciones se pueden clasificar en saturadas y no saturadas.

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No nos interesa incluir en la clasificación a las soluciones sobresaturadas ya que son sistemas inestables, no utilizados en el laboratorio escolar y su concepto solo introduce confusión en los alumnos.

6.b.- Soluciones saturadas y no saturadas Una solución se dice que es saturada cuando la cantidad de soluto disuelta en cierta cantidad de solvente es la máxima que se puede disolver a esa temperatura. Poniéndonos un poco más técnicos: Se denomina solución saturada a aquella que está o puede estar en equilibrio dinámico con un exceso del soluto sin disolver. Una solución se dice que es no saturada cuando la cantidad de soluto disuelta es menor que la indicada por el límite de saturación, es decir, hay menos soluto disuelto del que puede haber como máximo a esa temperatura en ese volumen de solvente. En algunos libros podés encontrar también otras clasificaciones. Se suele utilizar una distinción entre soluciones diluidas (donde la cantidad de soluto disuelto es mucho menor que el límite de saturación) y soluciones concentradas (donde la cantidad de soluto disuelto es cercana al límite de saturación), pero esta última clasificación es un tanto grosera y es sólo cualitativa. Con esto queremos decir que puede ser útil para comparar soluciones y establecer cuándo una solución es más o menos concentrada que otra, pero no nos da información para identificar inequívocamente una solución particular. Por otro lado, es posible encontrar esta misma terminología en otros libros que sólo hacen referencia a la proporción que hay de soluto y de solvente, sin tener en cuenta el límite de saturación. En ellos se dice que una solución es diluida, si la cantidad de soluto es pequeña con respecto a la cantidad de solvente y es concentrada cuando la cantidad de soluto es relativamente grande.

Para evitar ambigüedades y confusiones no utilizaremos esta clasificación de soluciones en diluidas y concentradas. Sólo haremos referencia a estos términos cuando veamos diluciones, más adelante, para diferenciar una solución de un mismo soluto antes y después del agregado de solvente. Veamos un ejemplo: Agregamos un soluto sólido, soluble en agua en un vaso donde hay determinado volumen de agua. El sólido comienza a disolverse, disminuyendo la cantidad de soluto en el fondo y aumentando el color de la solución que se va formando. Cuando la cantidad de soluto disuelta llega al límite de saturación, se mantiene constante la cantidad de soluto en exceso en el fondo, así como la intensidad en el color de la solución. Figura 26

Las soluciones de los vasos 1, 2 y 3 se clasifican como no saturadas y las de los vasos 4 y 5 como saturadas. Dentro de las soluciones no saturadas, podemos decir que la del vaso 3 es más concentrada que la del vaso 2 ó que la del vaso 1 es más diluida que la del vaso 2. Esto se hace evidente con un soluto que coloree la solución, ya que cuanto más intenso sea el color de la solución, mayor será su concentración (igual que cuando preparamos jugo, o té o café, es más “fuerte” cuanto más intenso es el color). Pero no podemos establecer este tipo de relación entre las soluciones de los vasos 4 y 5 ya que ambas tienen la misma concentración. En ambas se ha disuelto la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en ese solvente (y en esa cantidad de solvente) a esa

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica temperatura. Si sabemos cuál es el soluto y el solvente y medimos la temperatura, podemos establecer con un mínimo error (que siempre existe en el trabajo experimental) la concentración de esa solución en particular buscando esos datos en tablas o curvas de solubilidad. Pero no podemos hacer lo mismo para las soluciones en 1, 2 ó 3 en las que la cantidad de soluto disuelto va variando con el tiempo, hasta alcanzar el equilibrio. Una vez alcanzado el equilibrio, la concentración de la solución no varía, a menos que se modifique alguna variable, como por ejemplo la temperatura. Siempre que tengamos un sistema heterogéneo, como en los casos 4 y 5, y no haya disminución de la cantidad de soluto en el fondo (o aumento en la intensidad del color de la solución) con el tiempo, podemos afirmar que la solución que se observa sobre el residuo sólido del fondo está saturada. Si tenemos un sistema homogéneo, es decir que no hay exceso de soluto en el fondo, sólo podemos comprobar que la solución está saturada agregando una pequeñísima cantidad de soluto y viendo si se disuelve (con lo cual sería no saturada) o si no se disuelve y precipita en el fondo (ya estaría saturada, porque no admite más soluto en solución). La otra manera es preparar la solución con los datos de las tablas de solubilidad y disolver exactamente la cantidad de soluto necesaria para la saturación. Pero generalmente en el laboratorio se agrega un exceso de soluto, se deja reposar el sistema y luego se lo filtra para separar el exceso de soluto de la solución, con lo cual nos aseguramos de que la solución es realmente saturada. En otros casos, se prefiere dejar un exceso de soluto en el fondo para asegurar que se mantendrá el nivel de saturación y se utiliza la solución extrayendo siempre el líquido con cuidado de no tocar el fondo donde se encuentra el sólido.

PARA QUE TE QUEDE CLARO Se denomina solubilidad a la concentración de la solución saturada a una presión y temperatura dada. • • • • •

•

La solubilidad se expresa generalmente, en g de soluto/100g de solvente ó g de soluto/100 ml de solvente. La solubilidad varía con la temperatura y la presión. La solubilidad de los sólidos en los líquidos es siempre limitada y depende de la naturaleza del solvente, de la del soluto, de la temperatura y muy poco de la presión. La presión tiene una gran importancia cuando se consideran solubilidades de gases. La solubilidad de los gases aumenta al disminuir la temperatura. La solubilidad de los gases aumenta al aumentar la presión.

La solubilidad es una medida de la cantidad de soluto que se disolverá en cierto solvente a una temperatura específica. El dicho “lo semejante disuelve a lo semejante” es de gran ayuda para predecir la solubilidad de una sustancia en un determinado solvente. Esta expresión significa que dos sustancias cuyas fuerzas intermoleculares sean del mismo tipo y magnitud, son solubles entre sí.*

* Este tema se verá con más detalle en el Módulo IV al analizar las propiedades de los compuestos orgánicos e inorgánicos.

6.c.- Solubilidad de gases en agua 6.c.1.- Efecto de la presión La presión externa, en la práctica, no influye sobre la solubilidad de sólidos y líquidos, pero sí lo hace de manera importante en la solubilidad de los gases. La relación cuantitativa entre la solubilidad de un gas y la presión está dada por la Ley de Henry que establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del

gas sobre la disolución. (Sólo aplicaremos la ley conceptualmente, no matemáticamente, pero existe una manera de cuantificar la solubilidad en función de la presión y éste ha sido un aporte muy importante).

La Ley de Henry se puede entender cualitativamente en función de la teoría cinético-molecular. La cantidad de gas que se disolverá en un solvente depende de la frecuencia de choque de las moléculas del gas con la superficie del líquido y de que queden atrapadas en la fase líquida. Supongamos que se tiene un recipiente con un gas en equilibrio dinámico con una solución. En cada instante, el número de moléculas de gas que entran en la solución es igual al número de moléculas disueltas que pasan a la fase gaseosa (Figura 27 a). Si la presión parcial (recordemos

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que se llama presión parcial de un gas en una mezcla gaseosa, a la presión que ejercen las moléculas de dicho gas sobre las paredes del recipiente considerando que ocupa todo el volumen disponible, como si estuviera solo) del

gas es mayor (Figura 27 b), se disuelven más moléculas en el líquido porque hay más moléculas chocando contra la superficie de éste. El proceso continúa hasta que la concentración de la disolución es de nuevo tal que el número de moléculas por segundo que salen de la disolución es igual al número de moléculas que entran a ella. Debido al aumento de la concentración de moléculas tanto en la fase gaseosa como en la solución, este número es mayor en la Figura 27 b que en la Figura 27 a, donde la presión parcial es menor.

Figura 27 Interpretación molecular de la ley de Henry: Cuando la presión parcial del gas sobre la disolución aumenta, la concentración del gas disuelto también aumenta.

Si no te queda claro a que nos referimos al hablar de presión parcial, acá encontrarás información.

Para la mayoría de los gases es aplicable la Ley de Henry, pero en algunos casos esto no es posible. Si el gas disuelto reacciona con el agua, puede que la cantidad disuelta sea mayor que la que predice la Ley de Henry para ese caso. Por ejemplo, la solubilidad del amoníaco (NH3) en agua es mucho mayor que la esperada debido a que reacciona con el agua formando un compuesto llamado hidróxido de amonio (NH4OH). Otro ejemplo es la solubilidad del oxígeno molecular en la sangre. Normalmente, el oxígeno gaseoso es muy poco soluble en agua. Sin embargo, su solubilidad en la sangre aumenta en gran proporción debido al alto contenido de moléculas de hemoglobina (Hb) en ella. La hemoglobina es la proteína de la sangre encargada de transportar el O2 a las células y de retirar de ellas el CO2 y la que le da su color rojo característico. Cada molécula de hemoglobina puede unirse a cuatro moléculas de oxígeno, que son liberadas en los tejidos para su utilización en el metabolismo. Esto es lo que explica la gran solubilidad del oxígeno en la sangre.

Si te interesa saber cómo esto se relaciona con los problemas de salud que afectan a los buzos de profundidades………..

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica GRÁFICO 1 Efecto de la presión sobre la solubilidad del oxígeno en agua a 25 ºC.

Nuestro amigo el Oxígeno… Destapando gaseosas… Un claro ejemplo de esto que acabamos de ver es la efervescencia que se produce al abrir una gaseosa. Antes de tapar la botella con la bebida, se somete a presión con una mezcla de aire y CO2 saturada con vapor de agua. Debido a la alta presión parcial del CO2 en la mezcla gaseosa, la cantidad de este gas que se disuelve en el refresco es mucho mayor que la que se disolvería en condiciones atmosféricas normales. Cuando se destapa la botella, escapan los gases hasta que la presión en la botella se iguala a la presión atmosférica, y la cantidad de CO2 que permanece en la bebida está determinada solamente por la presión parcial atmosférica normal del CO2, que es 0,0003 atm. El exceso de CO2 disuelto sale de la solución y esto causa la efervescencia.

El oxígeno disuelto en el agua supone una importante limitación para los organismos que viven en este medio. Mientras en un litro de aire hay 209 ml de oxígeno, en el agua, promedio, la cantidad que se llega a disolver es 25 veces menor. La solubilidad de un gas en agua disminuye mucho con la disminución de presión. En un lago situado a 5500 m de altura, por ejemplo, con una presión atmosférica, por tanto, de 0,5 atmósferas, el oxígeno que se puede disolver es mucho menos que si estuviera a nivel del mar. Otro problema importante es que la difusión del oxígeno en el agua es muy lenta. La turbulencia de las aguas, al agitarlas y mezclarlas, acelera el proceso de difusión miles de veces y es por eso fundamental para la vida. De ahí la poca posibilidad de vida de ciertos organismos en aguas estancadas.

6.c.2.- Efecto de la temperatura La influencia de la temperatura en la solubilidad es muy importante. Mientras que los sólidos se disuelven mejor a temperaturas más elevadas, en los gases sucede lo contrario. Las aguas frías disuelven mejor el oxígeno y otros gases que las aguas cálidas, porque mayor temperatura significa mayor agitación en las moléculas lo que facilita que el gas salga del líquido.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica Cuando calentamos agua (tené en cuenta que aquí nos referimos al agua de la canilla que tiene disueltos sales y

gases. El agua destilada, a menos que esté en un recipiente herméticamente cerrado, siempre tiene aire disuelto)

en un recipiente, podemos ver que se forman burbujas chiquitas en las paredes del recipiente mucho antes de que comience a hervir (Figura 28 a). Estas burbujas son del aire disuelto en el agua (recordá que el aire es una mezcla

de gases, principalmente oxígeno y nitrógeno. Hablamos de aire para no nombrar cada uno de los gases que lo componen, pero no se debe confundir esta economía en las palabras con la idea de que el aire es una sustancia.) A medida que aumenta la temperatura, las moléculas de aire salen de la solución porque disminuye la solubilidad.

Figura 28

(a)

(b)

Una vez que el agua llega a la temperatura de ebullición (Figura 28 b) se puede apreciar que las burbujas son de mayor tamaño y se encuentran en todo el líquido. Estas nuevas burbujas son de vapor de agua y no de aire (que ya fue desalojado del líquido a medida que aumentaba la temperatura). Esto mismo ocurre al dejar un vaso de gaseosa fuera de la heladera. ¿Por qué nos gusta más la gaseosa cuando está fría que cuando está a temperatura ambiente? Porque la sensación “picante” de las burbujas de CO2 sobre nuestra lengua es mayor cuando está fría que cuando está caliente. Y esto se debe al hecho de que hay más CO2 disuelto cuando menor es la temperatura de la gaseosa (no podemos olvidar que al aumento de temperatura, se

suma la disminución de la presión al sacarla del envase, ambos contribuyen a que la solubilidad del CO2 sea menor).

GRÁFICO 2 En el gráfico se observa como disminuye la solubilidad del CO2 en agua dulce a medida que aumenta la temperatura.

SOLUBILIDAD (ml/l)

2000

SOLUBILIDAD DE CO2 EN AGUA DULCE

1500 1000 500 0 0 °C

12 °C

24 °C

TEMPERATURA

En las siguientes tablas se indican algunos valores de solubilidad de gases en agua, medidos a 1 atm. TABLA 1

TABLA 2 AGUA DULCE 0 °C 12 °C 24 °C

AGUA DE MAR 0 °C 12 °C 24 °C

Nitrógeno

Oxígeno

947

677

Dióxido de carbono 1715 1118

782

Dióxido de carbono 1438

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica

SOLUBILIDAD (ml/l)

SOLUBILIDAD DE GASES EN AGUA DULCE 50 40 30

Nitrógeno

Oxígeno

10 0 0 °C

12 °C

GRÁFICO 3 En el gráfico se puede observar que la pendiente de la curva para el oxígeno es más pronunciada que para el nitrógeno. Esto indica que la cantidad de oxígeno disuelto en agua dulce disminuye más rápidamente que la de nitrógeno al aumentar la temperatura.

24 °C

TEMPERATURAS

Los peces y la contaminación térmica La disminución de la solubilidad del oxígeno molecular en agua caliente tiene una relación directa con la contaminación térmica, es decir, el aumento de la temperatura del ambiente (en particular los acuáticos) hasta temperaturas que resultan dañinas para los seres que lo habitan. Los ecologistas están muy preocupados por el efecto de la contaminación térmica en la vida acuática, principalmente la causada por las industrias al utilizar como refrigerantes las aguas de lagos y de ríos y devolverlas a su lecho natural con varios grados más de temperatura que la habitual. Los peces, al igual que otros animales de sangre fría, tienen mucha mayor dificultad que los humanos para adaptarse a las rápidas fluctuaciones de la temperatura del medio. Un aumento en la temperatura del agua acelera su metabolismo, que generalmente se duplica cada 10 °C de aumento. La aceleración del metabolismo aumenta la necesidad de oxígeno de los peces al mismo tiempo que disminuye el suministro de oxígeno, debido a su menor solubilidad en agua caliente.

6.d.- Curvas de solubilidad Los datos de solubilidad para cada sustancia (para un solvente particular) se encuentran en tablas. También pueden obtenerse estos datos de gráficos denominados curvas de solubilidad. Las curvas de solubilidad representan la variación de la solubilidad de un soluto con la temperatura de la solución. Veamos un ejemplo: en la siguiente tabla se muestran los valores de solubilidad en agua para distintas sales.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica TABLA 4

SOLUBILIDAD (g/100 g agua)

Temperatura

(°C)

KClO3

NH4Cl

NaCl

Na2SO4

0 20 40 60 80 100

3,4 7,4 14 24,5 38,5 57

29,4 37,2 40,6 49,1 48,2 57,1

35,7 36 36,6 37,3 38,4 39,8

5 19,4 48,8 45,3 43,7 42,5

GRÁFICO 4

SOLUBILIDAD (g sal/100 g agua)

SOLUBILIDAD DE SALES EN AGUA 60 50

KCIO3

NH4CI

NaCI

Na2SO

10 0 0

100

TEMPERATURA (°C)

Podemos observar en el gráfico que la solubilidad de una sustancia en un solvente (en este caso, agua) puede aumentar, disminuir o mantenerse casi constante con el aumento de la temperatura. Generalmente, la disolución de un sólido en un líquido va acompañada por una variación significativa de temperatura, manifestación del así llamado calor de disolución. Casi siempre se trata de un enfriamiento, que es tanto más notable cuanto mayor es el aumento de solubilidad en función de la temperatura (curva de solubilidad con pendiente pronunciada). Los puntos de las curvas representan los valores máximos de soluto que puede disolverse a cada temperatura. Es decir, nos dan la concentración (en gramos de st/100 g de sv) de la solución saturada para cada temperatura. Con gráficos de este tipo podemos saber la cantidad máxima de un soluto particular que podemos disolver en un solvente, a distintas temperaturas. Veamos esto aplicándolo en un ejemplo concreto: A- Nos encontramos en el laboratorio, donde la temperatura ambiente es de 25 °C y debemos preparar una solución saturada de KClO3. ¿Qué masa de KClO3 puede disolverse a 25 °C en 100 g de agua? (Recordá que la

densidad del agua puede considerarse igual a 1 g/ml - a menos que se indique lo contrario – y, por lo tanto, usaremos indistintamente 100 g ó 100 ml. Pero esta “equivalencia” NO es válida para otras sustancias. Si no te queda claro esto, releé el tema densidad del Módulo I.) Rta: 9 g I. ¿Y si tuviéramos que utilizar 500 ml de agua en la preparación anterior? Rta: 45 g II. Cuando vamos al droguero, observamos que la cantidad de KClO3 de que disponemos es de 5 g (obviamente luego de pesar), ¿qué cantidad de agua debemos utilizar para obtener una solución

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica saturada a la misma temperatura anterior, utilizando toda la sal que disponemos? Rta: 55,56 ml III. Si quisiéramos utilizar 100 ml de agua, ¿a qué temperatura, como mínimo, debería estar la solución para disolver totalmente los 5 g de sal que tenemos? Rta: 10 °C B- De las sales que se muestran en el gráfico: I. ¿Cuál es más soluble a 40 °C? Rta: Na2SO4 II. Y ¿cuál es la menos soluble a 60 °C? Rta: KClO3 C-¿A qué temperatura se puede disolver la misma cantidad de Na2SO4 y NH4Cl? Rta: aprox. 31 °C y 55 °C

6.d.1.- Ejercicios Te proponemos un ejercicio para que quede claro este tema: CURVA DE SOLUBILIDAD PARA EL NITRATO DE POTASIO (KNO3) Graficar en una hoja milimetrada los datos de la Tabla 5: TABLA 5

Temp. (°C)

Masa (g) de KNO3/100 g

13,3

20,9

31,6

45,8

63,9

85,5

100

110

138

169

202

246

Acá encontrarás el gráfico de la Tabla 5.

Analizando el gráfico, contestá las siguientes preguntas: 1) ¿Qué masa de KNO3 se debe disolver en 100 g de agua para tener una solución saturada a 55 °C? ……………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………… 2) ¿Qué masa de KNO3 se debe disolver en 100 g de agua para obtener una solución no saturada a 70 °C? ………………………………………………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………… 3) ¿A qué temperatura se debe calentar un recipiente que contiene 100 g de agua para disolver totalmente (obtener una solución saturada) 45,8 g de KNO3? Y ¿115 g? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………… 4) ¿Qué masa de KNO3 se debe disolver en 500 g de agua para obtener una solución saturada de esta sal a 90 °C? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica 5) ¿Qué cantidad de agua se debe agregar a 116 g de KNO3 para preparar una solución saturada a 25 °C? y ¿qué masa de solución se forma? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………… 6) Se quiere obtener una solución saturada disolviendo 338 g de KNO3 en 200 g de agua ¿a qué temperatura se tiene que preparar esta solución? y ¿si se deseara preparar una solución no saturada? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………………………… 7) ¿Cómo varía la solubilidad del KNO3 en agua con respecto a la temperatura, aumenta, disminuye o se mantiene constante? ……………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………

7.- PROPIEDADES COLIGATIVAS Las propiedades coligativas son propiedades que dependen sólo del número de partículas de soluto (independientemente de que sean átomos, iones o moléculas) en la solución y no de la naturaleza del soluto. (Es

importante recordar que para soluciones de no electrolitos se hace referencia sólo a soluciones muy diluidas).

Estas propiedades son la disminución de la presión de vapor, el aumento de la temperatura de ebullición (ascenso ebulloscópico), la disminución de la temperatura de congelación o fusión (descenso crioscópico) y la presión osmótica.

7.a.- Disminución de la presión de vapor Si el soluto es no volátil (o sea, no tiene una presión de vapor que se pueda medir), la presión de vapor de su solución siempre es menor que la del solvente puro. La relación entre la presión de vapor de la solución y la presión de vapor del solvente puro depende de la concentración de soluto y se expresa a través de la Ley de Raoult (sólo mencionaremos la ley de Raoult, profundizar en ella está fuera de los objetivos y del nivel de este

curso).

¿Por qué la presión de vapor de una solución es menor que la del solvente puro? Como ya dijimos, uno de los motores que impulsa los procesos físicos y químicos es el incremento del desorden, es decir, a mayor desorden más favorable es el proceso. La evaporación aumenta el desorden de un sistema porque las moléculas en el vapor no están muy cercanas y, por lo tanto, tienen menos orden que en el líquido. Como en una solución hay más desorden que en el solvente puro, la diferencia en el desorden entre una solución y su vapor es menor que la que hay entre un solvente puro y su vapor. Así, las moléculas del solvente tienen menor tendencia a abandonar la solución que a abandonar el solvente puro, para convertirse en vapor, y la presión de vapor de una solución es menor que la del solvente.

Si no recordás lo que es la presión de vapor, acá encontrarás una explicación.

7.b.- Aumento de la temperatura de ebullición El punto de ebullición de una solución es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica externa (aquí usaremos una definición de punto de ebullición un poco más técnica que la que dimos

en el Módulo I ya que disponemos de los conceptos apropiados y porque nos servirá para futuras explicaciones).

Debido a que la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor, también debe afectar el punto de ebullición de la misma. Ya que la presión de vapor de la solución debe igualar a la presión atmosférica externa para que ésta entre en ebullición, y como al aumentar la temperatura aumenta la presión de vapor, se deduce que esta temperatura debe ser mayor que la del solvente puro.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica Podemos apreciar este fenómeno al hervir agua con sal para cocinar pastas, por ejemplo. Si nos olvidamos de poner sal al agua y la agregamos cuando ésta ya entró en ebullición podemos observar que deja de hervir. Pasado unos minutos vuelve a entrar en ebullición. Esto se debe a que la temperatura de ebullición de la solución de agua salada es mayor que la del agua sola y debemos entregar más calor para alcanzarla. La diferencia entre la temperatura de ebullición del agua y la del agua salada dependerá de la concentración de sal en la solución.

7.c.- Disminución de la temperatura de congelamiento (o fusión) Con una explicación similar a la vista para el ascenso ebulloscópico, podemos justificar la disminución de la temperatura de congelamiento. En los países de clima frío donde se congelan carreteras y calles, un método comúnmente utilizado para el deshielo es espolvorear con sales como el cloruro de sodio (NaCl, sal común) o cloruro de calcio (CaCl2). Al agregar la sal, ésta se disuelve disminuyendo así la presión de vapor y, por ende, la temperatura de congelamiento. Como otro ejemplo podemos citar el uso de anticongelante en los radiadores de los automóviles. El etilenglicol es utilizado comúnmente en estos casos. Es soluble en agua y bastante no volátil (Teb = 197 °C). Si por ejemplo preparamos una solución con 651 g de esta sustancia en 2505 g de agua y la colocamos en el agua del radiador del auto, disminuiríamos la temperatura de congelamiento en 7,79 °C. El agua con etilenglicol del radiador se congelaría recién a los -7,79 °C en lugar de los 0 °C a los que se congelaría el agua sola. Esto garantiza que el motor del auto no se dañe cuando la temperatura sea inferior a cero. La diferencia entre las temperaturas de ebullición (de la solución y del agua pura) depende de la concentración de la solución. ( No debe olvidarse que la

solución tendrá, asimismo, un punto de ebullición mayor que el agua. En el caso de nuestro ejemplo la temperatura aumentaría en 2,2 °C).

7.d.- Presión osmótica Antes de hablar de la presión osmótica debemos aclarar qué entendemos por ósmosis.

La ósmosis es el pasaje selectivo de moléculas de solvente a través de una membrana porosa desde una solución diluida hacia otra de mayor concentración. Figura 29 Osmosis

La presión osmótica de una solución es la presión que se requiere para detener la ósmosis, es decir, para evitar el pasaje de solvente a través de la membrana porosa. Al igual que el aumento del punto de ebullición o el descenso del punto de congelación, la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de soluto en la solución. Si dos soluciones tienen la misma concentración y por lo tanto la misma presión osmótica, se dice que son isotónicas. Si dos soluciones tienen diferente presión osmótica, la de mayor concentración se dice que es hipertónica y la más diluida se dice que es hipotónica.

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Figura 30

El fenómeno de la presión osmótica se manifiesta en muchas aplicaciones interesantes. Para estudiar el contenido de los eritrocitos (glóbulos rojos) que están protegidos del medio exterior por una membrana semipermeable, los bioquímicos utilizan una técnica llamada hemólisis. Los eritrocitos se colocan en una solución hipotónica. Como esta solución tiene una concentración menor que la del interior de los glóbulos el agua pasa hacia el interior de los eritrocitos. De esta manera se llenan cada vez más de agua hasta que “explotan” y liberan el contenido de su interior (hemoglobina y otras moléculas). La conservación casera de dulces proporciona otro ejemplo de presión osmótica. Una gran cantidad de azúcar es esencial para la conservación de estos alimentos porque el azúcar ayuda a eliminar las bacterias que pueden causar botulismo. Cuando una célula bacteriana se encuentra en un medio hipertónico (solución con elevada concentración de azúcar), el agua intracelular sale de la célula hacia el exterior por ósmosis. Este proceso, conocido como crenación, hace que la célula se encoja y, por último, deje de funcionar. La acidez natural de las frutas también inhibe el crecimiento bacteriano. Figura 31

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8.-FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES Como dijimos anteriormente, una solución es una mezcla homogénea fraccionable. Por ese motivo (ser una mezcla) no puede identificarse con una fórmula. También mencionamos que puede haber distintas soluciones de agua y azúcar, y sin embargo, a todas las llamamos “agua azucarada”’. Entonces,… ¿cómo diferenciamos dos soluciones distintas de los mismos componentes? La respuesta está en identificar a cada solución no ya con su composición como en las sustancias, sino con su concentración. Es decir, la relación que existe (de masas o de volúmenes) entre los componentes o entre cada componente y la solución. Figura 32 Soluciones de diferente concentración de dicromato de potasio en agua. No es posible distinguir a simple vista la diferencia entre las soluciones. Los tres recipientes contienen soluciones del mismo soluto pero en distinta concentración.

A continuación, representamos las soluciones de las fotografías utilizando el modelo de partículas: Figura 33 Agua azucarada

Pero veamos esto con un poco de detalle: En su forma más amplia de expresión, la concentración de un componente en una solución, es la relación entre la cantidad (masa o volumen) de dicho componente, llamado generalmente soluto, y la cantidad (masa o volumen) del otro, llamado generalmente solvente o la cantidad (masa o volumen) de la solución. Existen diferentes formas de expresar la concentración y cada una de ellas tiene aplicaciones prácticas específicas, de modo que es habitual que se prefiera una forma de expresión a otra, según sea el caso particular que se esté estudiando. Las formas más frecuentes de expresar una concentración son las siguientes: a) % m/m (porcentaje en masa o porcentaje masa en masa): gramos de soluto disueltos en 100 gramos de solución.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica b) % m/v (porcentaje masa en volumen): gramos de soluto disueltos en 100 cm3 de solución c) % v/v (porcentaje en volumen o porcentaje volumen en volumen): cm3 de soluto disueltos en 100 cm3 de solución. c) g /dm3: gramos de soluto por dm3 de solución. d) gramos de soluto / 1000 gramos de solvente, empleada en problemas de solubilidad de sólidos en líquidos. e) gramos de soluto / 100 cm3 de solvente. f) molaridad (M)*: moles de soluto disueltos en 1 dm3 de solución. g) molalidad (m)*: moles de soluto disueltos en 1 kilogramo de solvente. h) normalidad (N): número de equivalentes de soluto disueltos en 1 dm3 de solución. i) fracción molar de soluto (XST)*: es la relación entre el número de moles de soluto y el número total de moles de todos los componentes de la solución.

Se marcaron en negrita las unidades que utilizaremos en estos módulos. * Las unidades que involucran moles se verán más adelante, aquí sólo las presentamos.

Problemas resueltos Veamos algunos ejemplos de los casos que usaremos habitualmente: A- Se tiene una solución acuosa de 10 g de azúcar en 250 g de solución. Expresar su concentración en: I. g azúcar / 100 g agua Primero se debe tener en cuenta que el agua es el solvente (sv) y que msc es la masa de la solución, msv es la masa de solvente y mst es la masa de soluto.

msc = msv + mst 250 g = msv + 10 g Despejando msv

250 g – 10 g = msv 240 g = msv Si en 240 g de agua se disuelven 10 g de azúcar, entonces en 100 g de agua se disolverán x g de azúcar. Pasando esto a una regla de tres simple, nos queda:

240 g agua ----------- 10 g azúcar 100 g agua --------- x = 4,17 g azúcar Rta: 4,17 g azúcar / 100 g agua II. % m/m Lo que está pidiendo el problema es que calculemos los gramos de soluto que se encuentran disueltos en 100 g de solución (de acuerdo con el significado dado a % m/m). Entonces planteamos, si en 250 g de solución sabemos que hay 10 g de azúcar, ¿cuánto habrá en 100 g? Llevamos esto a una regla de tres simple:

250 g solución --------------- 10 g azúcar 100 g solución --------------- x = 4 g de azúcar Hay 4 g de azúcar disueltos en 100 g de solución. Para dar la respuesta lo expresamos en %. Rta: 4 % m/m

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-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------B- Una solución de cloruro de aluminio, AlCl3, en agua contiene 10,07 g de esta sal por litro de solución. Su densidad es 1,007 g/ml. Expresar la concentración en: I. % m/v Teniendo en cuenta el significado de % m/v, lo que se debe calcular es la masa de AlCl3 que hay disuelta en 100 ml de solución.

1000 ml solución --------------- 10,07 g AlCl3 100 ml solución ----------------- x = 1,007 g AlCl3 Rta: 1,007 % m/v

II. % m/m Se debe calcular la masa de st que hay disuelta en 100 g de sc. Pero el dato que nos da el problema es la masa de st disuelta en un determinado volumen de sc. Entonces lo primero que se debe hacer es calcular la masa que tiene ese volumen de solución.

Como ya vimos en el Módulo I, la magnitud que relaciona la masa y el volumen que ocupa un cuerpo es la densidad. Los datos hacen referencia a 1 litro de solución, por lo tanto:

δsc = msc / vsc 1,007 g/ml = msc / 1000 ml 1,007 g/ml . 1000 ml = msc 1007 g = msc Y una vez calculada la masa de sc, procedemos como en los problemas anteriores

1007 g solución ------------- 10,07 g AlCl3 100 g solución --------------- x = 1 g AlCl3 Rta: 1 % m/m

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------C- Se disuelven 40 g de ácido en 600 g de agua. La densidad de la solución es 1,6 g/ml. Calcular la concentración en: I. g ácido / 100 g agua

600 g agua ----------- 40 g ácido 100 g agua ------------ x = 6,67 g ácido Rta: 6,67 g ácido / 100 g agua

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica II. g ácido / litro solución

mst + msv = msc 40 g + 600 g = msc 640 g = msc δsc = msc / vsc 1,6 g/ml = 640 g / vsc vsc = 640 g / 1,6 g/ml vsc = 400 ml 400 ml solución ------------- 40 g ácido 1000 ml solución ------------ x = 100 g ácido Rta: 100 g ácido / litro solución -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------D- Se desea preparar 200 ml de una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) al 10% m/m y de densidad 1,02 g/ml. Calcular: I. la masa de soluto y de solvente necesarios

δsc = msc / vsc 1,02 g/ml = msc / 200 ml 1,02 g/ml . 200 ml = msc 204 g = msc 100 g solución ------------- 10 g HCl 204 g solución -------------- x = 20,4 g HCl 204 g – 20,4 g = 183,6 g agua Rta: 20,4 g de soluto y 183,6 g de solvente. II. g soluto / 100 g solvente

90 g agua --------------- 10 g HCl 100 g agua --------------- x = 11,11 g HCl Rta: 11,11 g de st/100 g de sv

III. % m/v

200 ml solución ----------- 20,4 g HCl 100 ml solución ----------- x = 10,2 g HCl Rta: 10,2 % m/v

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica E- El alcohol etílico o etanol es el compuesto que comúnmente llamamos alcohol. Las soluciones acuosas de etanol que poseen 96 °GL (96 % v/v) son las que se utilizan con fines medicinales (el que tenés en el botiquín de tu casa). ¿Cuántos cm3 de etanol hay en una botella de 250 cm3 de alcohol medicinal?

El porcentaje de alcohol en las bebidas se mide en grados Gay Lussac (GL), que representan el %v/v de alcohol. Una bebida que tiene una graduación de 40° GL, tiene 40% v/v de alcohol, como por ejemplo, el vodka o el whisky. Teniendo en cuenta el dato de la graduación alcohólica, “lo traducimos” para plantear una regla de tres simple:

96 °GL 96 % v/v Entonces:

hay 96 cm3 etanol disueltos en 100 cm3 de solución (alcohol medicinal)

100 cm3 alc. medic. ----------------- 96 cm3 etanol 250 cm3 alc. medic. ------------------ x = 240 cm3 etanol Rta: En una botella de 250 cm3 de alcohol medicinal hay 240 cm3 de etanol. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------F- I. ¿Qué volumen de whisky (40 °GL) contiene la misma cantidad de alcohol que 2 litros de cerveza (4,9 °GL)? Primero debemos “traducir” los datos del problema. Para el whisky:

40 °GL

40 % v/v

40 cm3 de etanol disueltos en 100 cm3 de whisky (solución)

Para la cerveza:

4,9 °GL

4,9 cm3 de etanol disueltos en 100 cm3 de cerveza (solución)

4,9 % v/v

Ahora calculemos la cantidad de etanol que hay en 2 litros de cerveza:

100 cm3 cerveza ----------------- 4,9 cm3 etanol 2000 cm3 cerveza ----------------- x = 98 cm3 Ahora calculemos en qué volumen de whisky, encontramos la misma cantidad de etanol disuelto:

40 cm3 etanol ----------------- 100 cm3 whisky 98 cm3 etanol ----------------- x = 245 cm3 whisky Rta: 245 cm3 de whisky contienen la misma cantidad de etanol que dos litros de cerveza.

Notá la diferencia de los volúmenes que se deben ingerir de estas bebidas, aún cuando la cantidad de alcohol consumido es la misma. Cuanto mayor graduación tiene una bebida, menos volumen debe ingerirse para alcanzar un determinado nivel de alcohol en sangre. Esto explica, en algunos casos, por qué se llega a una borrachera, aunque se haya tomado un solo trago,….pero depende ¡de qué! II. ¿Qué volumen de whisky contiene la misma cantidad de alcohol que 1 litro de vino (12,5 °GL)? Teoría y Práctica Primero debemos “traducir” los datos del problema.

Para el whisky: 40° GL 40 % v/v

40 cm3 de etanol disueltos en 100 cm3 de whisky (solución)

Para el vino: 12,5° GL 12,5 % v/v

12,5 cm3 de etanol disueltos en 100 cm3 de vino (solución)

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica Ahora calculemos la cantidad de etanol que hay en 1 litro de vino:

100 cm3 vino ---------------- 12,5 cm3 etanol 1000 cm3 vino ---------------- x = 125 cm3 Ahora calculemos en qué volumen de whisky, encontramos la misma cantidad de etanol disuelta:

40 cm3 etanol ----------------- 100 cm3 whisky 125 cm3 etanol ----------------- x = 312,5 cm3 whisky Rta: 312,5 cm3 de whisky contienen la misma cantidad de etanol que 1 litro de vino.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------G- Calcular el volumen de vodka (40° GL) que es necesario consumir para que el alcohol en sangre sea suficiente para que un individuo se vea visiblemente ebrio (0,3 % v/v). Suponer 5 litros de sangre total en el individuo.

Para simplificar la resolución de este problema supondremos que todo el alcohol ingerido pasa directamente a la sangre, sin tener en cuenta que el organismo va metabolizando parte del mismo. Primero debemos calcular qué cantidad de alcohol representa 0,3 %. Si el volumen total de sangre considerado es 5 litros y teniendo en cuenta la definición de % v/v

100 ml sangre ---------------- 0,3 ml alcohol 5000 ml sangre ---------------- x = 15 ml alcohol Ahora calculamos la cantidad de vodka que tiene ese volumen de alcohol disuelto. Partimos del dato de la graduación alcohólica “traducido”

40 ml alcohol ------------- 100 ml vodka 15 ml alcohol ------------- x = 37,5 ml vodka. Rta: Es necesario consumir 37,5 ml de vodka.

Notá la diferencia de volumen que se debe ingerir al cambiar la bebida. Aunque seguramente te resulta más sorprendente que el valor sea tan pequeño, aproximadamente un vaso (una medida) de vodka. Tené en cuenta que en realidad el alcohol no pasa directamente a la sangre cuando bebemos como nosotros consideramos al resolver los problemas. Una parte es metabolizada por el cuerpo y, por lo tanto, no afecta a nuestro sistema nervioso central. El alcohol que nos causa daño es el que circula por nuestra sangre y llega al cerebro modificando nuestra conducta y causando problemas a la salud con cada exceso. Cuanto mayor sea la diferencia entre el volumen de alcohol ingerido y el que el cuerpo puede metabolizar (aproximadamente 10 g por hora, ¡¡muy poco!!) mayor será el porcentaje de alcohol en sangre y más visibles y peligrosos sus efectos. Si te interesa profundizar en el tema del alcohol y los problemas que causa el consumo en exceso te recomendamos estos sitios http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen3/ciencia3/130/html/sec_19.html http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen3/ciencia3/130/html/sec_32.html Estos sitios corresponden a dos secciones de un libro de la colección La Ciencia desde México llamado Las

sustancias de los sueños: neuropsicofarmacología.

Esta colección tiene libros muy interesantes sobre distintas áreas de la ciencia. Se encuentran disponibles en forma completa en Internet. Si te interesa consultá: http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/menu.htm

Acá encontrarás algunas sugerencias que te pueden resultar útiles a la hora de resolver problemas.

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9.- DILUCIONES ¡Cuidado! DILUIR NO ES LO MISMO QUE DISOLVER Un tema que generalmente trae muchas dificultades para entender es “dilución”. Ya vimos lo que es “disolver”. ¿Pero qué pasa cuando tenemos una jarra de jugo por la mitad y no nos alcanza para convidar a todos los invitados? Y si, aunque no nos haga quedar muy bien, la solución más rápida, si no tenemos más jugo para preparar, es agregar un poco más de agua y….¡¡diluir el jugo!! Dependerá de cuán concentrado estaba el original y de cuánta agua le agregamos, que el jugo obtenido sea aceptable o intomable, pero,…el problema que nos planteamos, que alcance para todos, ha sido solucionado. Cuando a una solución de una determinada concentración le agregamos cierta cantidad de solvente, la diluimos. Hacemos que la concentración disminuya, es decir, vamos a obtener una solución de menor concentración, más diluida. ¿Por qué? Porque la relación soluto/solvente o soluto/solución se ve modificada. El numerador se mantiene constante pero el denominador aumenta, por lo tanto el cociente es un número más chico. Figura 34 La cantidad de solvente aumenta y la cantidad de soluto se mantiene constante.

Relación soluto/solvente

recipiente 1 5 /7

recipiente 2 5 /10

Debés tener en cuenta que la disminución de la concentración se debe (en este caso) al agregado de solvente, pero la cantidad de soluto permanece constante. También podemos modificar la concentración de una solución agregando soluto, entonces la haríamos más concentrada; Figura 35 Aumenta la cantidad de soluto y la de solvente se mantiene constante.

Relación soluto/solvente

recipiente 1 5/8

recipiente 2 7/8

o quitando soluto, con lo cual la solución obtenida sería menos concentrada que la original. Figura 36 Disminuye la cantidad de soluto y la de solvente se mantiene constante.

Relación soluto/solvente

recipiente 1 5/8

recipiente 2 3/8

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica

Es muy importante que puedas distinguir entre disolver un soluto y diluir una solución. Para que puedas comprender mejor lo que hemos explicado en este módulo veremos a continuación algunos ejemplos de problemas resueltos.

Problemas resueltos Hagamos algunos problemas para terminar de entender. A- En la etiqueta de lavandina “XXX” dice que la concentración de cloro activo en dicho producto es 55 g/l. I. Expresar la concentración en % m/v.

1000 ml lav. -------------- 55 g cloro 100 ml lav. -------------- x = 5,5 g cloro Rta: 5,5 % m/v II. El fabricante recomienda, en caso de usar lavandina como desinfectante general, diluir 58 cm3 de lavandina en 1 litro de agua. Calcular la concentración de la solución resultante en % m/v.

58 ml sc 55 g/l (5,5 % m/v)

+ 1000 ml agua

1058 ml sc ? % m/v

Solución 1 (concentrada)

Solución 2 (diluida)

Lo primero que debemos averiguar es la cantidad de cloro (soluto) que hay en 58 cm3 de lavandina (solución) porque será la misma cantidad que haya en la solución final: al agregar solvente, la masa de soluto permanece constante. La misma cantidad de cloro que hay disuelto en los 58 cm3 de lavandina es la que va a haber después de agregar un litro de agua, sólo agregamos solvente.

1000 ml lav. ------------ 55 g cloro 58 ml lav. --------------- x = 3,19 g cloro Por lo tanto, habrá 3,19 g de cloro en 1058 cm3 de lavandina.

1058 ml lav. ----------- 3,19 g cloro 100 ml lav. ------------- x = 0,30 g cloro Rta: 0,30 % m/v

-------------------------------------------------------------------------------------------------B- Se tienen 2 litros de una solución acuosa de sal 30 % m/v. Se le agregan 500 cm3 de agua. Calcular la concentración de la nueva solución.

2 litros sc 30 % m/v Solución 1 (concentrada)

+ 500 ml agua

2500 ml sc conc? Solución 2 (diluida) 37

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica Igual que en el problema anterior debemos calcular la cantidad de soluto que hay en los 2 litros de sc al 30 % m/v. Para ello planteamos:

100 ml sc ----------- 30 g st 2000 ml sc ---------- x = 600 g st

Por lo tanto, habrá 600 g de soluto disueltos luego de agregar 500 ml de agua. Entonces:

2500 ml ------------ 600 g st 100 ml -------------- x = 24 g st Rta: La concentración de la solución diluida es de 24 % m/v. -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------C- ¿Qué volumen de agua hay que agregar a una botella de alcohol medicinal para obtener una solución alcohólica 11 % v/v?

500 ml sc 96 % v/v

Vol agua?

Solución 1 (concentrada)

11 % v/v Solución 2 (diluida)

Volvemos a calcular la cantidad de soluto (alcohol) que hay en la solución 1 (alcohol medicinal).

100 ml sc ------------ 96 ml alcohol 500 ml sc ------------ x = 480 ml alcohol Ahora debemos tener en cuenta que la solución a preparar debe ser 11 %v/v y debe contener 480 ml de alcohol. Entonces:

11 ml alcohol ------------- 100 ml sc 480 ml alcohol ----------- x = 4363,63 ml sc Ahora calculamos la cantidad de agua. Si teníamos 500 ml de solución original y tenemos 4363,63 ml de solución final y sólo agregamos agua, podemos calcular el volumen por diferencia.

4363,63 ml – 500 ml = 3863,63 ml agua Rta: Hay que agregar 3863,63 ml de agua. D- Se quieren preparar 5 litros de una solución 12,0 % m/v. Se dispone de otra del mismo soluto pero más concentrada, 25,0 % m/v. Calcular qué volumen de la solución concentrada es necesario gastar para preparar la solución que se necesita.

Vol sc? 25,0 % m/v Solución 1 (concentrada)

+ agua

5 litros sc 12,0 % m/v Solución 2 (diluida)

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica Para empezar debemos calcular la cantidad de soluto que hay en los 5 litros de solución 12,0 % m/v, porque es la cantidad que debe haber en el volumen que usemos de la solución 1. La cantidad de soluto se mantiene constante, sólo agregamos agua. En este problema debemos encarar la solución al revés, desde la solución 2 a la solución 1.

100 ml sc 2----------------- 12,0 g st 5000 ml sc 2--------------- x = 600 g st Entonces en el volumen de solución 1 que utilicemos para preparar la solución 2 debe haber 600 g de soluto disueltos.

25,0 g st ---------- 100 ml sc 1 600 g st ----------- x = 2400 ml cs 1 Rta: Se necesitan 2400 ml de solución 1 para preparar 5 litros de solución 2.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

10.- PARA QUE PRACTIQUES SOLO/A…. 10.a.- Concentración 8) El metanol y el agua son miscibles en todas las proporciones. Se mezclan 100 cm3 de cada sustancia. Calcular la masa y la densidad de la mezcla obtenida suponiendo que los volúmenes son aditivos. Datos: δagua = 998,2 kg/m3 y δmetanol = 791,7 kg/m3. 9) Una solución acuosa de ácido sulfúrico contiene 30 g de ácido sulfúrico en 100 g de solución, o también 365,7 g de ácido sulfúrico por litro de solución. Determinar la densidad de la solución. 10) Calcular el porcentaje en masa de KNO3 (nitrato de potasio) en cada una de las siguientes soluciones: a) 5,00 g de KNO3 en 75,0 g de agua b) 2,50 mg de KNO3 en 1,00 g de agua c) 11,0 g KNO3 en 89 g de agua d) 11,0 g de KNO3 en 49,0 g de agua 11) Calcular la masa total necesaria de una solución cuya concentración es 25% m/m para obtener la cantidad de azúcar que se indica: a) 25,0 g de azúcar c) 100 g de azúcar b) 5,00 g de azúcar d) 1,00 kg de azúcar 12) Se prepara acero fundido añadiendo 5,00 g de carbono y 1,50 g de níquel a 100 g de hierro fundido. a) Indicar solutos y solvente. b) ¿Cuál es el porcentaje en masa de cada componente en el acero terminado? 13) ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio (Na2CO3) hay en 500 g de una solución de concentración 5,5 % m/m? 14) Calcular la cantidad de agua (en gramos) que debe agregarse a: a) 5,00 g de urea para preparar una solución al 16,2 % m/m b) 26,2 g de cloruro de magnesio para preparar una solución al 1,5 % m/m

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica 15) Se disuelven 19,0 g de una determinada sal en agua (δagua = 1,00 g/ml), obteniéndose una solución 5,00 % m/m de densidad 1,03 g/ml. Calcular: a) el volumen de agua empleado b) el volumen total de solución 16) Para realizar un experimento en el laboratorio se requieren 400 ml de una solución 10,0 % m/m de ácido clorhídrico (HCl), cuya densidad es 1,02 g/ml. a) ¿Cuáles son las masas de soluto y solvente necesarias? b) ¿Cuál es la concentración en g de soluto / 100 g de solvente? c) ¿Cuál es la concentración en % m/v?

10.b.- Solubilidad 17) Cuatro tubos contienen 20 ml de agua cada uno. Se coloca en esos tubos dicromato de potasio (K2Cr2O7), una sal de color naranja, en las siguientes cantidades: Tubo A: 1 g

Tubo B: 3 g

Tubo C: 5 g

Tubo D: 7 g

La solubilidad del dicromato, a 20 °C, es igual a 12,5 g/100 ml de agua. Después de agitar, en cuál/es de los tubos coexisten a esa temperatura, solución saturada y fase sólida. ¿Qué cantidad de soluto hay en el fondo de cada tubo? 18) Una muestra de 12,30 g de una solución saturada a 25 °C tiene disueltos 3,20 g de una sal. La densidad de la solución es 1,2 g/ml. a) ¿Cuál es la solubilidad de la sal a esta temperatura? b) Expresar la concentración en % m/m. c) Expresar la concentración en % m/v. 19) Considerando los datos del gráfico 5 de curvas de solubilidad, contestar:

Solubilidad (g st/100 g agua)

GRÁFICO 5

150 140 130 120 110 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 0

KNO3

KBr

NaCl

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (°C)

a) ¿Cuál es la sal menos soluble a 20 °C? ¿Cuál es el valor de la solubilidad? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------b) ¿Cuál es la sal más soluble a 50 °C? ¿Cuál es el valor de la solubilidad? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------c) ¿Qué masa de NaCl se debe disolver en 100g de agua para obtener una solución saturada a 30 °C? ----------------------------------------------------------------------------------------------------------

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica

d) ¿A qué temperatura se debe calentar la solución de KNO3 para que se disuelvan totalmente 100g de esa sal en 100g de agua? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------e) ¿Qué masa de KBr se debe disolver en 300g de agua para obtener una solución saturada a 80 °C? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------f) ¿Qué masa de agua se debe agregar a 180g de KBr para obtener una solución saturada a 70 °C? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------g) Si se agregan en un recipiente que contiene 200g de agua, 140 g de cada una de estas sales, por separado, ¿cuáles se disolverán completamente si la temperatura es de 80 °C? ---------------------------------------------------------------------------------------------------------h) ¿A qué temperatura el KNO3 y KBr dan soluciones saturadas de la misma concentración?

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------20) Indicar si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justificar brevemente las respuestas. a) Todas las sales aumentan su solubilidad en agua a medida que disminuye la temperatura. b) En una solución, soluto y solvente pueden presentarse en el mismo estado de agregación. c) Hay casos en que una solución que se encuentra saturada puede también clasificarse como diluida.

10.c.- Dilución 21) Se tiene una solución de sal en agua cuya concentración es 40% m/v. Se le agregan 300 ml de agua. Determinar la concentración de la nueva solución obtenida (solución diluida). 22) Se quieren preparar 500 ml de una solución al 30% m/v. Se dispone de una solución (más concentrada) cuya concentración es 80% m/m y su densidad es 1,23 g/ml. ¿Qué volumen de la solución más concentrada será necesario? ¿Qué volumen de agua habrá que agregarle?

10.d.- Problemas de Soluciones (Para resolver luego de ver Unidades

atómico-moleculares - Módulo III)

23) Se quieren preparar 2 litros de una solución 1,50 M de sulfato de cobre (II) (CuSO4). Indicar qué cantidad de soluto es necesario pesar para ello. 24) Se disuelven 250 g de NaCl en 2 litros de agua. Calcular la molalidad de la solución. 25) Indicar la molaridad de una solución de bicarbonato de sodio (NaHCO3) al 30% m/v. 26) Se quieren preparar 500 ml de una solución 0,500 M de dicromato de potasio (K2Cr2O7) a partir de una solución 2,50 M. Indicar qué volumen de solución concentrada será necesario. 27) Se agregan 1,5 litros de agua a 1 litro de una solución 4,50 M. Calcular la concentración molar de la solución obtenida.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Teoría y Práctica 28) Se tienen 600 g de una solución acuosa de KCl al 2,00% m/m. Calcular qué cantidad de agua se debe evaporar para obtener una solución 1,6 m. (Nota: el soluto no se evapora) 29) Se quiere preparar 1,00 dm3 de una solución 0,500 M de ácido sulfúrico (H2SO4). ¿Cuántos cm3 de solución de ácido sulfúrico concentrado comercial (δ = 1,84 g/ml y 95,97 % m/m) será necesario medir para prepararlo? 30) Se mezclan 350 ml de solución acuosa de LiCl 0,060 M con 150 ml de solución acuosa de LiCl 0,300 M. Calcular la molaridad de la solución resultante.

(Se puede considerar que los volúmenes son aditivos).

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II “Para saber un poco más” Para saber algo más sobre métodos de separación y fraccionamiento. Dependiendo de la composición del sistema pueden utilizarse diferentes métodos para separarlo en sus componentes. Si se desea separar sólidos de distinto tamaño el método, generalmente aplicado es la tamización. Como hacen los albañiles para separar la arena del pedregullo, o arenas de diferentes tamaño de granos o como las cocineras tamizan la harina para separar los grumos. Si se desea separar un líquido de un sólido insoluble, el método utilizado es la filtración, como al preparar café, o para separar arena de agua. Si se desea separar dos líquidos inmiscibles, como agua y aceite, el método utilizado es la decantación. Se coloca la mezcla en una ampolla de decantación, se abre el robinete (canilla) dejando pasar el líquido más denso, que se ubica en la parte inferior de la ampolla y se cierra dejando el otro líquido en ella. Ampolla de decantación

Otros métodos se mencionan en el siguiente cuadro:

Para los sistemas homogéneos, como sal disuelta en agua, se puede utilizar la destilación. Se calienta la mezcla hasta que entra en ebullición, el agua pasa al estado de vapor y es condensada en otra parte del aparato separando de esta manera los dos componentes de la mezcla, ya que la sal queda en el recipiente original.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II “Para saber un poco más” El siguiente es un dibujo de un aparato de destilación:

Solución

agua

En la siguiente página web podés encontrar una animación del proceso de destilación:

http://images.google.com.ar/imgres?imgurl=http://www.computerhuesca.es/~fvalles/dibujos/destsp1.jpg&imgrefurl=http ://www.computerhuesca.es/~fvalles/dibujos.htm&h=150&w=168&sz=9&tbnid=Nm1BUEGU4nDX2M:&tbnh=83&tbnw=93& hl=es&start=2&prev=/images%3Fq%3Ddestilacion%26svnum%3D10%26hl%3Des%26lr%3D

En las refinerías de petróleo se utiliza la destilación fraccionada para separar las distintas fracciones de combustible: naftas, gasoil, kerosene, etc. En el siguiente cuadro se mencionan otros métodos utilizados para separar sistemas homogéneos.

Para más detalles te recomendamos consultar: http://www.icarito.cl/icarito/2003/917/pag4.htm http://es.geocities.com/qo_11_sepypur/

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II “Para saber un poco más”

Acá encontrarás más información sobre la leche. La leche que consumimos habitualmente no es idéntica a la que se obtiene al ordeñar a las vacas. Primero se extraen todos los productos lácteos que se comercializan separadamente, como manteca, ricota, crema, etc. Luego, es sometida a varios procesos industriales, entre ellos la pasteurización y la homogeneización. Si la leche se va a comercializar como parcialmente descremada, se reduce la cantidad de grasa que tiene. El propósito de la homogeneización es desintegrar y dividir finamente los glóbulos de grasa en la leche con objeto de conseguir una suspensión permanente, evitando que la grasa se separe del resto de los componentes y ascienda hacia la superficie por su menor densidad. En la siguiente figura se presentan tres muestras de mezcla vistas al microscopio. La primera no ha sido homogeneizada y presenta los glóbulos de grasa enteros, con un diámetro medio de 3-4 micras (la micra es la milésima parte de un milímetro), aunque puede haber glóbulos de grasa desde 0,1 a más de 20 micras. La tercera presenta la mezcla homogeneizada, donde se ve que los glóbulos han sido finamente divididos hasta reducirlos a un diámetro medio de 0,3 a 0,4 micras. Es decir, con el tratamiento de homogeneización reducimos el diámetro de los glóbulos a un décimo de su diámetro inicial. Muestras de leche vistas al microscopio. 1. Sin homogeneizar.

2. Con coalescencia.

La leche homogeneizada se consigue haciendo pasar el líquido (por medio de alta presión) a través de unas pequeñas ranuras, lo que produce la rotura de los glóbulos de grasa.

3. Homogeneizada.

El número de glóbulos de grasa en la leche homogeneizada es 10.000 veces mayor que en la mezcla antes de este tratamiento. La homogeneización de la leche tiene varios efectos beneficiosos en la calidad del producto final: Distribución uniforme de la grasa sin tendencia a su separación. Color más brillante y atractivo. Mayor resistencia a la oxidación, que produce olores y sabores desagradables. Por otro lado, el proceso de pasteurización, consiste en someter a un alimento a reiterados aumentos y descensos de la temperatura para eliminar los microorganismos patógenos que pueda contener. De esta manera se alarga su vida útil. Sin embargo, esto sólo no es suficiente para detener o al menos frenar por un tiempo prolongado el proceso de deterioro natural, por lo que es necesario que alimentos como la leche se conserven en ambiente refrigerado. Las leches “larga vida” son un caso especial ya que sus envases son diferentes y esto es lo que permite que se puedan mantener fuera de la heladera por un tiempo prolongado. Las paredes de las cajas de tipo tetra pack tienen cuatro capas de materiales distintos. Esto se puede observar en un corte. Pero, estas leches una vez abiertas, deben refrigerarse ya que el aislamiento que producía el envase de los microorganismos ambientales ha sido violado y el contenido se comporta (por que lo es) exactamente igual que el de los envases de leche que no son larga vida. Para que quede más claro, la diferencia está en el envase, no en el tratamiento que tiene la leche.

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Para más información sobre el ultramicroscopio. Las dispersiones suelen clasificarse por el tamaño de las partículas dispersas. Así tenemos dispersiones groseras donde las partículas se distinguen a simple vista; y con un tamaño de partícula cada vez menor tenemos, dispersiones finas, coloides y soluciones. Las soluciones son claras y transparentes y no es posible distinguir ni macroscópica ni microscópicamente las partículas disueltas de la fase dispersante. En cambio, las dispersiones finas presentan un aspecto turbio que se debe a la facilidad con que se visualizan las partículas suspendidas en el medio líquido. En cuanto a las dispersiones coloidales, si bien aparecen perfectamente claras en el microscopio, al ser examinadas de una manera especial se comportan de forma muy singular, diferente de las soluciones, lo que permite distinguirlas entre sí. Cuando un rayo luminoso atraviesa la ventana y entra en una habitación vemos las pequeñas motas de polvo suspendidas en el aire como puntos luminosos. Esto se debe a que los rayos de luz se dispersan al chocar contra las partículas de polvo en suspensión. Esto se conoce como efecto Tyndall y en él se basa el ultramicroscopio. Con las dispersiones coloidales pasa exactamente lo mismo; sus micelas gozan de la propiedad de reflejar y refractar la luz, con el agregado de que la luz dispersada está polarizada. De este modo, el trayecto que sigue el rayo luminoso en una dispersión coloidal es visualizado gracias a las partículas coloidales, convertidas en centros emisores de luz. Pero, por el contrario, cuando un rayo luminoso atraviesa un recipiente transparente que contiene una solución verdadera, es imposible visualizarlo a través de ella, por lo que se dice que es una solución ópticamente vacía, es decir, en el ultramicroscopio presentan un fondo negro sin puntos brillantes.

___________________________________________________________________ Si no recordás el tema sistemas materiales, acá encontrarás algunas aclaraciones. Si esto no es suficiente, releé el Módulo I. Sistema material: Se denomina sistema material a toda porción del universo que se aísla real o imaginariamente para su estudio. Si tengo un vaso de agua, según el objeto de interés, el sistema de estudio puede limitarse al agua dentro del vaso, o al vaso más el agua, o el vaso más el agua más el ambiente que lo rodea. El límite es subjetivo y depende del interés del investigador. Sistema homogéneo: En este apartado se utiliza el término homogéneo para indicar la ausencia de fases en el sistema. Sistema heterogéneo: En este apartado se utiliza el término heterogéneo para indicar la presencia de fases. Dentro de los sistemas heterogéneos podemos diferenciar dispersiones groseras, dispersiones finas y dispersiones coloidales.

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Aguas duras y aguas minerales. Las aguas naturales son soluciones acuosas ya que en ellas se hallan disueltas varias sustancias provenientes de las rocas con las que el agua está en contacto. El calcio y el magnesio se encuentran entre los elementos más abundantes en la corteza terrestre. Generalmente se encuentran en forma de silicatos, carbonatos, sulfatos o fosfatos poco solubles en agua. Sin embargo, la acción del agua sobre los diferentes tipos de suelo permite que parte de los iones Ca2+ y Mg2+ queden en solución, es decir, se disuelvan en el agua. El término dureza de un agua se utiliza para expresar la concentración de iones alcalino-térreos (ver grupo 2 de la tabla periódica) en el agua. Como los iones Ca2+ y Mg2+ son los más abundantes, la dureza puede igualarse a la concentración de estos iones en agua. El agua dura no es nociva para el consumo humano, pero su utilización ocasiona inconvenientes como la formación de sarro (carbonato de calcio, CaCO3) en el interior de cañerías, calefones, calderas y recipientes para hervir agua (pavas, ollas). Esto trae grandes inconvenientes en las industrias ya que se producen daños en las maquinarias por incrustaciones de trozos de sarro que se desprenden de las paredes. Además, la capa de sarro disminuye la capacidad de un material de transmitir el calor, por lo tanto, se necesita consumir mayor cantidad de combustible para llegar a la temperatura deseada, con el consiguiente perjuicio económico, ya sea en los hogares o en la industria. El agua dura además produce que se “corte” el jabón, impidiendo que haga espuma, debido a la formación de sales insolubles de calcio y magnesio. Esto puede solucionarse utilizando detergente en lugar de jabón. Si alguna vez has viajado a la cordillera habrás podido observar este fenómeno. Si no, te invitamos a hacer un experimento sencillo. Ensucia tus manos con tiza (sulfato de calcio, CaSO4) y luego lávalas con agua y jabón. ¿Qué ocurre?

Si no conocés los símbolos de los elementos, consultá la Tabla Periódica de los Elementos.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II “Para saber un poco más” Algunas familias de elementos, representadas en la Tabla por los grupos, tienen nombres particulares. Grupo 1: metales alcalinos Grupo 2: metales alcalino-térreos Grupo 17: halógenos Grupo 18: gases nobles (inertes o raros)

Si te interesa saber cómo distinguir electrolitos fuertes y débiles experimentalmente, acá encontrarás un experimento sencillo. El experimento se basa en que la capacidad de una disolución para conducir la corriente eléctrica depende del número de iones que contiene. Se debe armar un circuito sencillo como el siguiente:

Los extremos libres (los que se conectarían al interruptor) se colocan dentro de la solución que se desea analizar. En todos los casos se debe tener en cuenta que las concentraciones de las soluciones a comparar sean iguales. Para que el foco se encienda debe fluir la corriente eléctrica de un extremo al otro a través de la solución y cerrarse de esta manera el circuito.

a) Una disolución de un no electrolito no contiene iones y el foco no se enciende. b) Una solución de un electrolito débil contiene un pequeño número de iones y la luz del foco es tenue. c) La solución de un electrolito fuerte contiene un gran número de iones y la luz del foco es muy brillante.

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Si no te queda claro a qué nos referimos al hablar de presión parcial, acá encontrarás información. Cuando tenemos un gas encerrado en un recipiente, sus moléculas chocan contra las paredes del mismo ejerciendo una determinada presión. Esta presión depende de la temperatura a la que se encuentre dicho sistema y de la cantidad de moléculas de gas que haya.

Cada gas, en un recipiente por separado, ejerce una presión que depende de la cantidad de gas presente. Cuando se colocan todos los gases dentro de un mismo recipiente, cada uno contribuye a la presión total.

Cuando hay varios gases encerrados en un mismo recipiente (por lo tanto todos tienen la misma temperatura), cada uno de ellos ejerce una determinada presión, proporcional al número de moléculas de cada uno que haya. Esta presión se denomina presión parcial de un gas en una mezcla. Según la teoría cinético-molecular, las moléculas de un gas ocupan todo el espacio disponible y la interacción entre ellas es prácticamente nula. Es decir, en una mezcla, cada gas actúa como si estuviera solo dentro del recipiente. La presión total en el recipiente es la suma de las presiones parciales. Esto se conoce como Ley de Dalton de las presiones parciales y se simboliza así: ptotal = p1 + p2 + ……+ pn siendo 1,2,…n los distintos gases en la mezcla.

La presión total en el recipiente puede calcularse aplicando la ecuación general para el gas ideal ya que no interesa qué tipo de partículas hay en el recipiente, sino su número. Recordá que el tamaño de las moléculas es despreciable comparado con el espacio entre ellas y, por lo tanto, no hay un efecto diferente si una molécula es de mayor tamaño que otra. Así la presión del sistema será:

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II “Para saber un poco más” Ptotal . V = ntotal . R . T

(1)

donde p es la presión del sistema, V el volumen del recipiente, n el número de moles totales,R la constante universal de los gases, 0,082 atm l / K mol y T la temperatura en grados Kelvin.

(Los moles se relacionan con el número de partículas. Verás este concepto con mayor profundidad en el Módulo III). A su vez, como la presión de cada gas depende del número de moléculas de dicho gas en el recipiente, y cada uno actúa como si los otros no estuvieran, se puede calcular utilizando la ecuación general para el gas ideal con los datos adecuados la presión de cada gas. Para el gas 1 será: P1. V = n1 . R . T

(2)

de (1) y (2), dividiendo miembro a miembro y simplificando los datos comunes, podemos obtener otra manera de calcular la presión parcial del gas 1: p1 = x1 . ptotal donde x es la fracción molar de dicho gas en la mezcla (x1 = moles de gas 1/moles totales). De esta manera, se pueden calcular la presión parcial de cada gas o la presión total en el recipiente, dependiendo de los datos que se tengan o de los resultados que se busquen. ________________________________________________________________________________ Si te interesa saber cómo esto se relaciona con los problemas de salud que afectan a los buzos de profundidades……….. Los buzos que se sumergen a grandes profundidades deben someterse a procesos de descompresión a la hora de volver a la superficie. Si no lo hacen, su salud puede resentirse de manera irreversible y llegar hasta la muerte. Al sumergirse, la presión aumenta a razón de 1 atm cada 10 m. Al aumentar la presión, aumenta la solubilidad de los gases en la sangre, especialmente el nitrógeno. Cuando el buzo asciende, la presión disminuye y con ello la solubilidad del nitrógeno en la sangre. Si es ascenso es brusco, la cantidad de nitrógeno que dejará de estar disuelto será grande y se formarán burbujas de gas, que pueden circular por la corriente sanguínea y llegar al cerebro y corazón provocando daños irreversibles. Podemos comparar este proceso de descompresión con el de destapar una gaseosa. Para solucionar este problema se ha modificado la composición de los tanques que llevan los buzos para respirar. Antes era una mezcla similar al aire, 21 % de oxígeno y 79 % de nitrógeno. Como el nitrógeno resulta ser el componente problemático, se ha reemplazado por helio, que es un gas inerte, no afecta nuestra salud y es poco soluble en la sangre. Además de esto, si la inmersión supera los 30 m, se deben establecer paradas de descompresión en el período de ascenso. Para más información

http://www.msd.es/publicaciones/mmerck_hogar/seccion_24/seccion_24_284.html

Si no recordás lo que es la presión de vapor, acá encontrarás una explicación. La presión de vapor o más comúnmente presión de saturación es la presión a la que, a cada temperatura, las fases líquida y vapor se encuentran en equilibrio; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Si dejamos un recipiente con alcohol destapado a temperatura ambiente, el alcohol se evaporará. (La elección del

alcohol ha sido arbitraria. Sería el mismo caso para el agua, pero nos resulta más fácil “ver” la evaporación del alcohol que la del agua, ya que ocurre más rápido).

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II “Para saber un poco más” Es decir, las moléculas del líquido que adquieren la energía suficiente para separarse de las otras pasan a la fase vapor. Si el recipiente está abierto, este proceso continuará hasta que todas las moléculas de alcohol hayan pasado a la fase gaseosa. Si el mismo experimento lo realizamos con un recipiente cerrado, pasará lo mismo en los primeros momentos, hasta que la cantidad de alcohol en la fase gaseosa sea máxima para esa temperatura. La fase gaseosa se ha saturado de vapor y se establece un equilibrio dinámico entre las fases líquida y gaseosa. Seamos ahora un poco más rigurosos con la explicación. Imaginemos una ampolla de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una temperatura constante. Si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior, éste se evaporará rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases. Las moléculas de la superficie del líquido que tengan una mayor energía escaparán de la superficie y pasarán a la fase vapor (evaporación), mientras que las moléculas del vapor chocarán con las paredes de la ampolla y entre sí, perderán energía y caerán al líquido (condensación).

Inicialmente sólo se produce la evaporación (1), ya que no hay vapor; sin embargo, a medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión, en el interior de la ampolla se va incrementando también la velocidad de condensación (2), hasta que, transcurrido un cierto tiempo, ambas velocidades se igualan (equilibrio dinámico) (3). Llegado este punto, se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o de saturación), que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura. El equilibrio se alcanzará más rápidamente cuanta mayor sea la superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido, del mismo modo que un charco de agua extenso, pero de poca profundidad, se seca más rápido que uno más pequeño, pero de mayor profundidad, que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos a igual presión. El factor más importante que determina el valor de la presión de vapor es la propia naturaleza del líquido; de modo que, en general, entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es la masa molecular del líquido. Cuando esta presión es igual a la presión atmosférica, el líquido entra en ebullición. Esto ocurre a diferentes temperaturas, según el líquido. Conocer el valor de la presión de vapor de un líquido a una determinada temperatura es importante para evitar accidentes cuando se deben almacenar grandes cantidades de líquidos volátiles. Los recipientes deben construirse de manera que puedan soportar estas presiones.

Acá encontrarás algunas sugerencias que pueden serte útiles a la hora de resolver problemas.

A la hora de resolver problemas hay dos cosas muy importantes para tener en cuenta y que te ayudarán a evitar errores, ser prolijo y ordenado en el desarrollo de los planteos y ser sistemático en la resolución. Para ello puede serte útil seguir este procedimiento: 1.- Leer cuidadosamente el problema y analizarlo. Escribir los datos que se dan en el enunciado y los que se deben hallar.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II “Para saber un poco más” 2.- Siempre que sea posible, dibujar un diagrama como ayuda para visualizar y analizar la situación física del problema. 3.- Determinar qué principios y ecuaciones son aplicables a la situación y cómo se pueden utilizar para encontrar, a partir de la información dada, lo que se busca. (Conservá en mente que muchos problemas no se pueden resolver

simplemente colocando los datos en una ecuación; tenés que diseñar una estrategia que puede comprender varios pasos). 4.- Simplificar las expresiones matemáticas, de ser posible, por medio de manipulaciones algebraicas, antes de poner los valores numéricos. (Recordá que mientras menos cálculos hagas, menos errores cometerás, de modo

que no pongas los números hasta que tengas que hacerlo).

5.- Comprobar las unidades antes de hacer los cálculos. (Hacé las conversiones de unidades que sean necesarias para que todas las unidades estén en el mismo sistema y las magnitudes con las mismas dimensiones tengan las mismas unidades. Puede servirte comprobar las unidades y hacer las conversiones necesarias en el paso 1, al escribir los datos). 6.- Sustituir las cantidades dadas en los datos en las ecuaciones y realizar los cálculos. 7.- INFORMAR EL RESULTADO CON LAS UNIDADES Y LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS APROPIADAS. (Tanto en el CBC como en UBA XXI, en química, los resultados se piden con 3 cifras significativas). 8.- PREGUNTARSE SI EL RESULTADO ES RAZONABLE. Esto es, comprobar que el resultado tiene sentido físico y que las unidades son las correctas. Por ejemplo, si debemos calcular el peso de una persona, NO puede ser correcto que el resultado de los cálculos nos de 2500 kg (no tiene sentido físico, es imposible que una persona pese 2500 kg en la Tierra) o 250 litros (la unidad no es la correcta ya que litros es unidad de volumen y debíamos calcular una masa) o -250 kg (no tiene sentido físico una masa negativa). Este último punto es muy importante y puede ayudarte a encontrar errores. Por eso, debés asegurarte siempre que el resultado numérico concuerde con lo que pide el problema. Si bien nos valemos de los cálculos matemáticos, los resultados de estos tienen una interpretación acorde a la situación planteada.

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6.d.1.- Ejercicios

Solubilidad del KNO3

Masa (g) KNO3/100g agua

300 250 200 150 100 50 0 0

100

Temperatura Si querés ver el Gráfico en movimiento y realizarlo vos mismo, abrí el archivo: (adjunto de flash)

Rta: 1) La respuesta se obtiene observando el gráfico: se traza una paralela al eje Y que pase por el valor 55 °C del eje X hasta que corta a la curva de solubilidad. Se traza una paralela al eje X por este punto y se determina sobre el eje Y el valor correspondiente a la solubilidad para el KNO3 a 55 °C. Tener en cuenta que los datos del gráfico se refieren a la masa de KNO3 disuelta en 100 g de agua. En este caso ese valor es aproximadamente 98 g.

Rta: 2) Este punto se puede responder observando el gráfico o directamente con los datos de la tabla. Tener en cuenta que : * Los datos de la tabla son valores de saturación, es decir, indican la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en 100 g de agua. * Una solución no saturada contiene menos cantidad de soluto disuelto que lo que se puede disolver en esa cantidad de solvente a esa temperatura. Entonces, se obtienen soluciones no saturadas a 70 °C disolviendo menos de 138 g de KNO3.

Rta: 3) La primera pregunta se puede responder utilizando el gráfico o la tabla de valores. Para disolver completamente 45,8 g de KNO3 en 100 g de agua es necesario calentar la solución a 30 °C. En el segundo caso, debemos utilizar el gráfico. Ubicados en el eje Y, trazamos una paralela al eje X que pase por 115 g y que corte a la curva de solubilidad. Luego por este punto trazamos una paralela al eje Y hasta cortar el eje X. Para disolver completamente 115 g de KNO3 en 100 g de agua se debe calentar la solución a 62 °C aproximadamente.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Solucionario Rta: 4) De la tabla o del gráfico se determina que a 90 °C se pueden disolver en 100 g de agua 202 g de KNO3. Por lo tanto, 100 g agua ------------- 202 g KNO3 500 g agua -------------- x = 1010 g KNO3 ¡¡¡Cuidado!!! Se puede utilizar una regla de tres simple porque hay una proporcionalidad directa entre la masa de st y de sv siempre que no cambie la temperatura. Para una temperatura determinada, obtener una solución saturada, implica que a mayor cantidad de soluto, se necesita mayor cantidad de solvente, para que la relación entre ambos se mantenga constante. Si se desea averiguar la masa disuelta a distintas temperaturas ES NECESARIO contar con el dato de la curva de solubilidad.

Rta: 5) De los datos del gráfico se obtiene que a 25 °C se pueden disolver aproximadamente 40 g de KNO3 en 100 g de agua. Entonces: 40 g KNO3 -------------- 100 g agua 116 g KNO3 ----------- x = 290 g agua msc = msv + mst msc = 290 g + 116 g msc = 406 g Se debe agregar 290 g de agua y se forman 406 g de solución.

Rta: 6) Como los datos de la curva que tenemos son para 100 g de agua, debemos llevar nuestros datos a ese valor. Entonces: 200 g agua ----------- 338 g KNO3 100 g agua ------------ x = 169 g Con este dato vamos a la curva. Trazamos una paralela al eje X por 169 g hasta cortar la curva de solubilidad. Luego, una paralela al eje Y por ese punto y determinamos la temperatura sobre el eje X. La temperatura a la que debe estar la solución es 80 °C.

Para que la solución sea no saturada la temperatura del sistema debe ser mayor que 80 °C. Para tener en cuenta: En función de las características de la sustancia y de la forma de la curva de solubilidad, esto puede cambiar.

Rta: 7) La solubilidad del KNO3 en agua aumenta a medida que aumenta la temperatura, por lo menos entre 0 °C y 100 °C.

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Para que practiques solo/a 10.a.-Concentración 8) Para calcular la masa de agua:

δagua = magua / vagua δagua . vagua = magua 0,9982 g/cm3 . 100 cm3 = magua 99,82 g = magua Para calcular la masa de alcohol:

δalcohol = malcohol / valcohol δalcohol . valcohol = malcohol 0,7917 g/cm3 . 100 cm3 = malcohol 79,170 g = malcohol La masa total será:

mtotal = magua + malcohol mtotal = 99,820 g + 79,170 g mtotal = 178,990 g Para calcular la densidad de la mezcla:

δmezcla = mmezcla / vmezcla δmezcla = 79,170 g / 200 cm3 δmezcla = 0,39585 g/cm3 Rta: Si redondeamos los resultados a tres cifras significativas, la masa de la solución es 79,2 g y la densidad 0,396 g/cm3.

9) Sabemos que 30 g de ácido están disueltos en 100 g de solución, podemos calcular la masa de solución que contiene 365,7 g de ácido.

30 g ác. -------------------- 100 g sc 365,7 g ác. -------------------- x = 1219 g sc Y sabemos que 395,7 g de ácido están disueltos en 1 litro de solución. Por lo tanto, 1219 g es la masa de 1 litro de solución. Aplicando la fórmula para la densidad:

δsc = msc / vsc δsc = 1219 g / 1000 cm3 δsc = 1,219 g/cm3 Rta: la densidad de la solución es 1,219 g/cm3.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Solucionario 10) a) Primero calculamos la masa de solución:

msc = mst + msv msc = 5 g + 75 g = 80 g 80 g sc --------------- 5 g st 100 g sc -------------- X = 6,25 g st

Rta: 6,25% m/m

b) msc = 0,0025 g + 1 g = 1,0025 g sc

1,0025 g sc --------------- 0,0025 g st 100 g sc ------------------ X = 0,25 g st c) msc = 11 g + 89 g = 100 g sc

Rta: 0,25% m/m

Rta: 11% m/m

d) msc = 11 g + 49 g = 60 g sc 60 g sc --------------------- 11 g st 100 g sc -------------------- X = 18,33 g

Rta: 18,33% m/m

11) a) Si la solución es 25% m/m, quiere decir que hay 25 g de azúcar disueltos en 100 g de

solución. Por lo tanto, se necesitan...

Rta: 100 g de solución para tener 25 g de azúcar.

b) 25 g azúcar --------------- 100 g sc

5 g azúcar --------------- x = 20 g sc

Rta:

20 g sc

c) 25 g azúcar --------------- 100 g sc

100 g azúcar --------------- x = 400 g sc

Rta: 400 g sc

25 g azúcar --------------- 100 g sc 1000 g azúcar -------------- x = 4000 g sc

Rta: 4000 g sc

12) a) El hierro es el solvente porque se encuentra en mayor proporción y el níquel y el carbono son los solutos. b) mtotal = 5 g + 1,5 g + 100 g = 106,5 g sc

106,5 g acero ----------------- 5 g C 100 g acero ----------------- x = 4,7 g C

Rta: 4,7% m/m

106,5 g acero ----------------- 1,5 g Ni 100 g acero ----------------- x = 1,4 g Ni

Rta: 1,4% m/m

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106,5 g acero ----------------- 100 g Fe 100 g acero ----------------- x = 93,9 g Fe

13)

Rta: 93,9% m/m

100 g sc -------------------- 5,5 g Na2CO3 500 g sc -------------------- x = 27,5 g Na2CO3 Rta: Hay 27,5 g de carbonato de sodio.

14) a) 16,2 g urea -------------- 100 g sc

5 g urea --------------- x = 30,86 g sc magua = 30,86 g – 5 g = 25,86 g

Rta:

25,86 g

b) 1,5 g MgCl2 --------------- 100 g sc

26,2 g MgCl2 --------------- x = 1746,67 g sc magua = 1746,67 g – 26,2 g = 1720,46 g

Rta: 1720,46 g

15) a) 5,00 g sal ----------------- 100 g sc

19,0 g sal ----------------- x = 380 g sc magua = 380 g – 19,0 g = 361 g Como la densidad del agua es 1 g/ml, entonces, 361 g de solución ocupan un volumen de Rta: 361 ml b)

δsc = msc / vsc vsc = msc / δsc vsc = 380 g / 1,03 g/ml vsc = 368,93 ml

Rta: Redondeando a tres cifras significativas, el volumen es de 369 ml.

16) a) Lo primero que debe calcular es la masa de solución necesaria ya que nos piden las masas de st y sv. Utilizando el concepto de densidad:

δsc = msc / vsc δsc . vsc = msc 1,02 g/ml . 400 ml = msc 408 g = msc Como la concentración es 10,0% m/m, hay 10,0 g de st en 100 g de sc, por lo tanto

100 g sc -------------- 10,0 g st 408 g sc --------------- x = 40,8 g st

Rta: 40,8 g st

Y por diferencia de masas se calcula la masa de solvente.

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msv = 408 g – 40,8 g = 367,2 g sv

Rta: 367,2 g sv

b) 367,2 g sv ---------------- 40,8 g st

100 g sv ----------------- x = 11,11 g st

Rta: 11,11 g st/100 g sv

c) 400 ml sc -------------- 40,8 g st

100 ml sc --------------- x = 10,2 g st

Rta: 10,2% m/v

10.b.- Solubilidad 17) Sabiendo la solubilidad a esa temperatura, se puede calcular la masa de sal que puede disolverse en 20 ml de agua.

100 ml agua --------------- 12,5 g sal 20 ml agua ---------------- x = 2,5 g sal Esta es la máxima cantidad de sal que se puede disolver en 20 ml de agua a esa temperatura, por lo tanto, sólo se disolverá completamente la sal puesta en e tubo A. En el resto de los tubos se disolverán 2,5 g y el resto de la sal quedará en el fondo. Rta: En los tubos B, C y D coexisten solución saturada y fase sólida. Las masas en el fondo de los tubos son 0,5 g, 2,5 g y 4,5 g respectivamente.

18)

a) La solubilidad es la masa de soluto que hay disuelta en 100 g ó 100 ml de agua, por lo tanto, debemos calcular la masa de solvente:

msv = 12,30 g – 3,20 g = 9,10 g agua 9,10 g agua --------------- 3,20 g sal 100 g agua --------------- x = 35,16 g sal b)

12,30 g sc ------------- 3,20 g sal 100 g sc ------------- x = 26,02 g sal

Rta: Solubilidad: 35,16 g sal / 100 g agua

Rta: 26,02% m/m

δsc = msc / vsc vsc = msc / δsc vsc = 12,30 g / 1,2 g/ml vsc = 10,25 ml 10,25 ml sc --------------- 3,2 g sal 100 ml sc --------------- x = 31,22 g sal Rta: 31,22% m/v

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Solucionario 19)

a) La sal menos soluble a 20 °C es KNO3 y la solubilidad es de aproximadamente 30 g. b) La sal más soluble a 50 °C es KNO3 y la solubilidad es aproximadamente 85 g. c) Aproximadamente 36 g de NaCl. d) Aproximadamente 55 °C. e) Del gráfico obtenemos que en 100 g de agua se disuelven 95 g de KBr. Por lo tanto,

100 g agua -------------- 95 g KBr 300 g agua -------------- x = 285 g KBr Rta: Se deben disolver 285 g de KBr. f) Del gráfico se obtiene que a 70 °C se pueden disolver 90 g de KBr en 100 g de agua. Por lo tanto, para 180 g de KBr hay que agregar 200 g de agua para obtener una solución saturada a esa temperatura. g) Lo primero que hay que calcular es la masa de cada sal que se agrega a 100 g de agua para poder comparar los datos con los del gráfico.

70 g de NaCl en 100 g de agua. 70 g de KBr en 100 g de agua. 70 g de KNO3 en 100 g de agua. Del gráfico obtenemos que a 80 °C se pueden disolver como máximo:

38 g de NaCl 95 g de KBr 136 g de KNO3

Rta: Se disolverán completamente KBr y KNO3. h) El KBr y el KNO3 dan soluciones saturadas de igual concentración a 47 °C aproximadamente.

20) a) Incorrecta. La solubilidad de las sales puede aumentar, disminuir o mantenerse constante al aumentar la temperatura. b) Correcta. Por ejemplo, el aire es una solución de varios gases, las aleaciones son soluciones de sólidos en sólidos. c) Depende de qué criterio se utilice para las clasificaciones. Si por diluida se entiende una solución donde la proporción de soluto es pequeña, se considera correcta. Si por el contrario, por diluida se entiende lejana al límite se saturación, debe considerarse incorrecta.

10.c.- Dilución 21) Si la solución es 40% m/v quiere decir que hay 40 g de sal disueltos en 100 ml de solución. Al agregar 300 ml de agua, el volumen total de solución será 400 ml y la cantidad de soluto disuelta sigue siendo la misma, NO SE MODIFICA. Por lo tanto:

400 ml sc -------------- 40 g st 100 ml sc -------------- x = 10 g st

10% m/v

Rta: La concentración es 10% m/v.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Solucionario

22) Primero hay que calcular qué masa de soluto hay en los 500 ml de la solución al 30% m/v.

100 ml ------------------- 30 g st 500 ml ------------------- x = 150 g st Ahora hay que calcular qué volumen de la solución concentrada contiene 150 g de st. Como la solución es 80% m/m, hay 80 g de st en 100 g de sc.

80 g st --------------- 100 g sc 150 g st -------------- x = 187,5 g sc. Para calcular el volumen de solución utilizamos el dato de la densidad.

δsc = msc / vsc vsc = msc / δsc vsc = 187,5 g / 1,23 g/ml vsc = 152,44 ml 152,44 ml de la solución concentrada contienen la misma cantidad de soluto que los 500 ml de solución al 30% m/v que se quiere preparar. Por lo tanto, hay que agregarle agua hasta que el volumen total sea 500 ml.

Vagua agregada = 500 ml – 152,44 ml = 347,56 ml

Rta: Se necesitan 152,44 ml de la solución concentrada y deben agregarse 347,56 ml de agua.

10.d.- PROBLEMAS DE SOLUCIONES (Para resolver luego de ver unidades atómico-moleculares Módulo III) 23) Para que la solución sea 1,5 M debe tener 1,5 moles de sulfato por cada litro de solución. Como hay que preparar 2 litros, se necesita el doble de soluto. Lo primero que hay que calcular es la Mr del sulfato de cobre.

Mr CuSO4 = 159,5 Entonces:

1 mol CuSO4 --------------- 159,5 g 1,5 mol CuSO4 ------------- x = 239,25 g (masa necesaria para preparar 1 litro de sc 1,5 M) mst = 2 . 239,25 g = 478,5 g Rta: Se necesitan 478,5 g de sulfato de cobre (II).

24) Mr NaCl = 58,5

58,5 g ------------------ 1 mol NaCl 250 g ------------------ x = 4,273 mol

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Solucionario Esta masa de NaCl se disuelve en dos litros de agua. Como la densidad del agua puede considerarse 1 g/ml, esta masa de NaCl se disuelve en 2000 g de agua. Entonces, para calcular la molalidad debemos saber el número de moles disueltos en 1000 g de solvente.

2000 g agua ------------- 4,273 mol NaCl 1000 g agua ------------- x = 2,14 mol

2,14 m

Rta: La molalidad de la solución es 2,14 m.

25) Si la concentración es 30% m/v, entonces hay 30 g de st en 100 ml de solución. Como la molaridad es moles de soluto cada 1000 ml de solución, entonces se debe calcular cuántos moles son 30 g y llevar el volumen final a 1000 ml.

Mr NaHCO3 = 84 84 g --------------- 1 mol NaHCO3 30 g ---------------x = 0,357 mol 100 ml sc ------------------ 0,357 mol NaHCO3 1000 ml sc ----------------- x = 3,57 mol

3,57 M

Rta: La concentración de la solución es 3,57 M.

26) Primero calculamos el número de moles que debe haber en 500 ml de solución 0,500 M.

1000 ml sc ------------- 0,500 mol K2Cr2O7 500 ml sc -------------- x = 0,250 mol Calculamos el volumen de solución original que contiene el mismo número de moles.

2,50 mol ------------- 1000 ml sc 0,250 mol ------------ x = 100 ml sc Rta: Se necesitan 100 ml de la solución concentrada.

27) Primero hay que calcular el número de moles que hay en la solución original, porque será el mismo que en la solución final, NO SE MODIFICA, sólo agregamos solvente.

1 litro sc ---------- 4,50 mol Al agregar 1,5 litros de agua, el volumen será 2,5 litros y contiene 4,5 moles de soluto.

2500 ml sc------------ 4,5 mol st 1000 ml sc ------------- x = 1,8 mol st

1,8 M

Rta: La concentración será 1,8 M.

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Solucionario 28) Primero hay que calcular la masa de soluto en la solución original.

100 g sc ------------ 2,00 g KCl 600 g sc ------------ x = 12,0 g KCl Entonces, la masa de agua es: 600 g – 12,0 g = 588 g Ahora, calculemos la masa de agua necesaria para disolver los 12,0 g de soluto y que la solución sea 1,6 m.

Mr KCl = 74,50 1 mol ----------------- 74,50 g 1,6 mol -------------- x = 119,2 g st 119,2 g st ------------- 1000 g sv 12,0 g st --------------- x = 100,7 g sv Entonces, de la masa inicial de agua hay que dejar 100, 7 g evaporando el resto.

magua evaporada = 588 g – 100,7 g = 487,3 g Rta: Hay que evaporar 487,3 g de agua.

29) Como se quiere preparar 1 litro de solución, se necesitan 0,500 moles de ácido sulfúrico.

Mr H2SO4 = 98 1 mol ----------------- 98 g 0,500 mol ------------- x = 49 g 95,97 g st ------------- 100 g sc 49 g st ---------------- x = 51,06 g sc Utilizando el dato de la densidad:

δsc = msc / vsc vsc = msc / δsc vsc = 51,06 g / 1,84 g/ml vsc = 27,7 ml Rta: Se deben medir 27,7 ml de ácido sulfúrico concentrado comercial.

30) Primero hay que calcular los moles de soluto en cada una de las soluciones.

1000 ml sc ----------------- 0,060 mol LiCl 350 ml ------------------ x = 0,021 mol 1000 ml ------------------ 0,300 mol LiCl 150 ml ------------------ x = 0,045 mol

ARTICULACIÓN QUÍMICA - MÓDULO II Solucionario

En la solución final habrá 0,021 mol + 0,045 mol = 0,066 mol de LiCl disueltos en 500 ml.

500 ml ----------------- 0,066 mol LiCl 1000 ml --------------- x = 0,132 mol

0,132 M

Rta: La concentración de la solución resultante es 0,132 M.