Estados de la materia soluciones by Luis Carrillo

Calor y temperatura

3.- LOS ESTADOS DE LA MATERIA DESTREZA CON CRITERIO DE DESEMPEÑO Definir las propiedades de los diferentes estados de la materia y su comportamiento, sobre todo del estado gaseoso, a partir de la descripción de las propiedades generales de los gases, de los principios de la teoría cinético molecular de los gases, de los procesos de medición de la presión de los gases y de su relación con el número de moléculas y la temperatura.

3.1.- ESTADO SÓLIDO DE LA MATERIA LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR

Estados de la materia

Convivimos con la naturaleza

En la naturaleza, la materia se encuentra en diversos estados como sólido, líquido, gaseoso y de plasma. Vivimos en un planeta rodeado por aire que forma la atmósfera, resultado de una mezcla de gases como oxígeno, nitrógeno y los inertes. Los hidrocarburos también se encuentran en los diversos estados. Los usos de los sólidos, líquidos y gases son múltiples: Los hidrocarburos líquidos se utilizan como combustibles; el nitrógeno líquido para la conservación de semen, el oxígeno del aire es comburente avivando las combustiones o en enfermería para auxiliar a las personas asfixiadas; el aire comprimido sirve para inflar neumáticos a altas presiones; el aire caliente se emplea para elevar globos.

Son : cristalinos y amorfos. Los sólidos cristalinos poseen formas geométricas fijas con puntos de fusión definidos. Ejemplo: cloruro de sodio. Tienen como característica la isotropía que indica que las propiedades son las mismas para un cuerpo, en toda su extensión.

Los amorfos son informes con puntos de fusión indefinidos, se diferencian de los cristalinos por la forma en que se funden. El punto de fusión de los cristalinos es exacto con una mínima variación de temperatura, en tanto que en los amorfos son indefinidos con una amplia variedad de temperaturas. Ejemplo: el vidrio, brea.

3.1.1.- CARACTERÍSTICAS DEL ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA

3.1.2.- PROPIEDADES DEL ESTADO SÓLIDO Actúan las fuerzas de cohesión y las de Vander Walls, resultan del agrupamiento de moléculas, tienen forma y volumen definidos, no se adaptan al recipiente que lo contiene, sus moléculas vibran lo que permite que permanezcan muy cercanas ocupando posiciones fijas, no forman fluidos y son incompresibles.

Propiedades: Sus moléculas se deslizan unas sobre otras. Son incompresibles. La fuerza de cohesión es mayor a la de expansión. Conservan el volumen y se adaptan al recipiente que lo contiene.

Las densidades son más altas que los gases. Son miscibles de acuerdo a la afinidad. Se deslizan con facilidad en un plano inclinado.

Las fuerzas de cohesión en los líquidos son más débiles que en los sólidos, por esta razón no tienen forma definida. Las fuerzas de adhesión son las causantes de que la pintura se pegue a una pared o la tinta a un papel, las cremas a la piel.

Estados de la materia

3.2.- ESTADO LÍQUIDO DE LA MATERIA

3.3.- ESTADO GASEOSO DE LA MATERIA DESTREZA CON CRITERIO DE DESEMPEÑO Interpretar las leyes de los gases a partir del diseño de trabajos experimentales en los que se realice una verdadera observación científica y un registro de datos para su posterior análisis y demostración matemática.

Sólido, líquido y gaseoso. (mapa mental)

Estados de la materia

3.3.1.- PROPIEDADES GENERALES DE LOS GASES

Se expanden en forma indefinida y uniforme.

La densidad es baja en relación a los líquidos.

El cinetismo molecular es muy intenso por acción del aumento del calor y temperatura.

Son miscibles y sus moléculas viajan en linea recta con el denominado “efecto billar”.

Se adapta al recipiente.

Los choques de la moléculas son elásticos, no pierden energía cinética, las fuerzas de Vander Walls son nulas y matemáticamente son iguales a 0.

Son de fácil compresión y ejercen presión contra las paredes del recipiente por el fenómeno denominado presión gaseosa.

3.4.-

TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR DE LOS GASES

1. Todos los gases están formados por diminutas partículas llamadas moléculas o átomos. 2. Las moléculas de un gas están ampliamente separadas unas de otras. El espacio entre las moléculas está vacío. 3. Las moléculas de un gas se mueven constantemente, su velocidad es alta, su trayectoria es recta, pero su dirección es al azar. 4. La velocidad de las moléculas aumentan cuando la temperatura sube y disminuye cuando ésta es baja. 5. Las moléculas de un gas se mueven a diferentes velocidades, pero a una temperatura dada, la energía cinética media de todas las moléculas de un gas es la misma. 6. Cuando las moléculas del gas chocan, no hay pérdida de energía.

3.5.-

MEDICIÓN DE LA PRESIÓN DE LOS GASES

f á Torricelli (1 608 -1 647) inventó el barómetro consistió en un tubo de vidrio de 1 m de alto y 1 cm de diámetro donde colocó mercurio. Al voltearse sobre una cuba de mercurio se notó que la columna de mercurio bajó y se estabilizó en 76 cm: a esta medida le denominó 1 atmósfera. La presión se define como fuerza por unidad de área o superficie.

La presión atmosférica varía con el clima; disminuye cuando se aproxima una tormenta y permanece abajo durante la misma. También cambia con la altura: mientras más se asciende en la atmósfera, menor es la presión. A una altura de 3,5 millas la presión es aproximadamente la mitad en relación al nivel del mar; a 11 millas es una décima parte y a 19 millas la presión es sólo el 1 % del valor al nivel del mar.

1 atm

atm 1

Unidades de presión mmHg Torr lb/pulg2 pasc 760 760 14,7 1,013 x 105

3.6.- RELACIÓN ENTRE PRESIÓN, NÚMERO DE MOLÉCULAS Y TEMPERATURA DE UN GAS Con la ecuación de estado podemos determinar la presión, temperatura, volumen, masa y número de moles. La ecuación de estado es la siguiente: PV = nRT. P = presión en atmósferas. V = volumen en litros (L).

El volumen en condiciones normales corresponde a 22,4 L.

n = número de moles (m/mol).

Un mol contiene 6,02 x 1023 moléculas.

R = constante universal de los gases.

La equivalencias de la presión son:

Estados de la materia

Las unidades de presión son:

T = temperatura absoluta en K. 1 atm = 760 torr = 760 mm Hg = 14,7 lb/pulg2 = 14,7 psia. Deducción de la constante universal de los gases: P.V = n RT PV R= n.T

1 atm . 22,4 L 1 mol . 273 ºK

0,0821 L atm. mol. ºK

El volumen molar en condiciones normales de una masa gaseosa es igual a 22,4 L que resulta de la división de: L.atm 273 ºK mol ºK V = 22,4 L V= 1 atm La densidad de una masa gaseosa en condiciones normales resulta de la relación del peso molecular para el volumen molar de 22,4 L. 1 mol . 0,0821

n RT V= P

Determinar la densidad del gas H2 : Ejemplo 1: =

m v

mol 22,4L

2 g H2

22,4L

Leyes de los gases. (Mapa mental)

0,089 g L

Ejemplo 2: Determinar la densidad del metano en condiciones normales: CH

16,01 g 22,4L

0,72 g L

Taller Resuelva los siguientes ejercicios 1. Una masa de hidrógeno ocupa un volumen de 1 200 L a la presión de una atmósfera. Determinar la presión si el volumen se reduce a 2 litros permaneciendo la temperatura constante. R = 600 atm

Estados de la materia

2. ¿A qué temperatura en condiciones normales estará una masa de gas que ocupa un volumen de 200 L y 730 mm de presión y a 12 ºC? R = -239,7 ºC

3. ¿Cuántas moles de H2S podrá estar contenido en un recipiente de 50 L en condiciones normales?

R = 2,23 n

4. Un frasco A contiene 20 L de CH4, el frasco B contiene 20 L de CO. Si el frasco A contiene 6,18 moles de CH4 ¿Cuántas moles de CO hay en el frasco B? R = 3,95 veces más las moles de CH4

5. El gas H2 contenido en un cilindro de acero de 2 L de capacidad y 25 ºC está sometido a una presión de 4 atm. ¿Cuántas moles de H2 hay en el cilindro? R = 0,33 moles

6.- Elabore un mapa conceptual en www.examtime.com sobre los estados de la materia y sus características.

3.6.1.- GASES IDEALES Y REALES Los gases ideales se fundamentan en la teoría cinético – molecular en la que establece que el calor y el movimiento son propios de los estados de la materia.

Las características de los gases ideales: Están formados por moléculas en movimiento,

no existen fuerzas de atracción, están dotadas de amplio cinetismo, los movimientos son elásticos, el cinetismo molecular depende la temperatura. El volumen de las moléculas es despreciable comparado con el volumen que ocupa el gas. No hay fuerzas de atracción o de repulsión y las colisiones son perfectamente elásticas. Los gases que se ajustan a estas suposiciones se llaman “gases ideales” y aquellos que no se adaptan se llaman gases reales como: H, O, N.

3.7.- LEYES DE LOS GASES Relacionar las leyes de los gases a partir de ejercicios de aplicación y trabajos de laboratorio con la diferenciación entre gases ideales y reales, asociando con los problemas que produce la contaminación ambiental. 3.7.1.- LEY ISOTÉRMICA: BOYLE Y MARIOTTE T = K

ENUNCIADO: “A temperatura constante y masa invariable el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que lo soporta”.

Demostración de la ley de Boyle: Las variables son volumen y presión. 90 80 80

V. (Litros)

Estados de la materia

DESTREZA CON CRITERIO DE DESEMPEÑO

60 50 40 30 20 10 0

P. (Atmósferas)

El producto de V x P, da un valor constante:

Interpretación matemática.

VxP=K 10 L x 8 at. = 80 20 L x 4 at. = 80 40 L x 2 at. = 80 80 L x 1 at. = 80

V2 P1

P V1 = 2 V2 P1

V1 V2 P1 P2

V1 P1 = V2 P2

El volumen se calcula en la unidad en que constan en el problema: en mL o L. Si las unidades varían, se prefiere el sistema internacional, calculando la presión en atmósferas, mm Hg, torricellis. En el sistema inglés el volumen se calcula en pies3 y la presión en lb/pulg2 . En condiciones normales (CN) un mol de un gas ocupa 22,4 L y la presión es 1 atmósfera.

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR APLICACIÓN DE LA LEY DE BOYLE EN EL AIRBAG

Ejemplo 1: Un gas ocupa un volumen de 1,2 L a la presión de 760 mm Hg ¿Qué volumen ocupará si la presión es de 800 mm Hg? Datos: V = 1,2L 1 P1 = 760 mm Hg

V2 = x P2 = 800 mm Hg V1 P1 = V2 P2

Procedimiento 1.- Con la fórmula

Estados de la materia

El sistema airbag de un vehículo funciona descargando una cantidad de aire desde una cámara hacia una bolsa exterior donde se puede ver que la presión disminuye y el volumen aumenta, con la temperatura constante.

V2 =

V1 x P1 P2

1,2L x 760 mm Hg = 1,14 L 800 mm Hg

Verificación: El producto entre V1 P1 = V2 P2 es: 1,2 L x 760 mm Hg = 1,14 x 800 mm Hg 912

912

Procedimiento 2.- Usando el factor de presión (Pfactor): de acuerdo a la ley isotérmica la relación presión volumen es inversamente proporcional; por tanto el cociente del factor de presión debe dar menos de 1: Por ejemplo 760/800 = 0,95 V2 = V1 x Pfactor ; V2 = 1,2 L x 0,95 mmHg = 1,14 L Ejemplo 2: El gas O2 a 20 ºC ocupa el volumen de 5 litros a una presión de 2 atmósferas; si la temperatura permanece constante, ¿Qué volumen ocupará a una presión de 750 Torricellis? Datos: V1 = 5L P1 = 2 atm x 760 torr = 1 520 torr 1 atm T = 20 ºC (es constante) Procedimiento 1.-

V2 = x P2 = 750 torr

V1 P1 = V2 P2 en donde V2 =

V1 P1 P2

V2 = 5 L x 1 520 torr = 10,13 L O2 750 torr Verificación:

5 L x 2 atm = 10,13 L x 0,987 atm 10

Procedimiento 2.- V2 = V1 Pfactor Si la presión disminuye, el volumen se incrementa; entonces el cociente entre las dos presiones debe ser mayor a 1:

Pfactor =

1 520 = 2,027 750

V2 = 5L x 2,026 = 10,13 LO2

Ejemplo 3: Una masa gaseosa ocupa un volumen de 40 ft3 a una presión de 30 lb/pul2. ¿Qué volumen ocupará si la presión está en condiciones normales? Datos.-

V2 = x ft P2 = 1 at

1 atm 14,7 lb/pulg2

= 2,041 atm

V1 P1 = V2 P2 en donde V2= V2 =

Verificación:

La respiración y la presión atmosférica Aire inspirado Aire espirado

V1 P1 P2

40 ft3 x 2,041 atm = 81,64 ft3 1 atm

V2 P2

40 ft3 x 2,041 atm

81,64 ft3 x 1 atm

81,64

El aire ingresa a los pulmones porque la presión interna es inferior a la de la atmósfera; al contrario, es expulsado cuando los pulmones ejercen una presión mayor que la atmosférica.

Taller

Ley isotérmica: Boyle 1. El volumen de un gas a 750 mm de Hg y 20 ºC es 800 mL. ¿Qué volumen ocupará a 1 000 mm de Hg si la temperatura permanece constante? R = 0,6 L.

Estados de la materia

V1 = 40 ft3 P1 = 30 lb/pulg2 x

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR

2. A temperatura constante, el volumen de un gas es de 5,8 litros medidos a 760 torr. ¿ Cuál será la presión del gas medido en atmósferas, si el volumen se incrementa a 9,5 litros? R= 0,61 atm.

3. ¿Cuál es la presión que debe aplicarse a 12 cm3 de una masa gaseosa si inicialmente ocupaba 20 cm3 a la presión de 600 mm de Hg? R = 1 000 mm Hg

4. Una masa de hidrógeno ocupa un volumen de 1 200 L a la presión de 1 atmósfera, ¿Qué presión deberá soportar si el volumen se reduce a 20 L? R = 60 atm

3.7.2.- LEY ISOBÁRICA: CHARLES P = K

Estados de la materia

ENUNCIADO: A presión constante y masa invariable, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

A presión constante, relaciona el volumen de un gas con la temperatura absoluta expresada en Kelvin o en °Ranking en el sistema inglés. Demostración de la ley: A presión constante, si se aumenta la temperatura, se incrementa el choque de las moléculas, produciéndose aumento en el volumen, por el aumento del cinetismo molecular. La relación directa entre volumen y temperatura se la interpreta en el plano cartesiano como una linea oblicua ascendente. Si la temperatura se duplica, el volumen es el doble; y si la temperatura se reduce a la mitad, el volumen también se reduce en la misma proporción. La relación volumen-temperatura absoluta da un valor constante: K =

V T

1 = 100 0,01

2 = 0,01 200

4 = 0,01 400

K =

T V

100 = 100 1

200 = 100 2

400 100 = 4

Volumen (L)

Interpretación matemática.5

Demostración Gráfica

3 2 1 0

100

200

300

400

Temperatura (K)

V2 T2

V1 V1 T2 = V2 T1

500

Ejemplo 1: RECUERDA: Antes de efectuar cualquier ejercicio, verifique si las unidades de V, P, T, son las mismas, de lo contrario proceda a igualarlos. ¡No olvide transformar las temperaturas a la escala absoluta de K!

Un gas ocupa un volumen de 5 litros en condición normal (CN) de temperatura. ¿Qué volumen ocupará a 20 ºC? Datos.- Establecer las condiciones iniciales: la temperatura se expresa en la escala absoluta de kelvin. El volumen se calculará en la unidad que consta inicialmente. V1 = 5 L T1 = 0 ºC + 273 = 273 K Procedimiento 1.-

V1 T2 = V2 T1 V2 =

V1 T2 T1

V2 = L T2 = 20 ºC + 273 = 293 K despejando

; V2 = 5 L x 293 ºK = 5,37 L 273 ºK

Procedimiento 2.- Para determinar el factor de temperatura se divide la temperatura final para la inicial. Como la relación volumen temperatura es directamente proporcional, si el volumen asciende también la temperatura; de igual manera, si la temperatura desciende el volumen disminuye.

V2 = V1 x Tfactor

V = 5 L x 1,073 = 5,37 L

Ejemplo 2: A presión constante, una masa de gas ocupa un volumen de 250 cc a la temperatura de 5ºC. ¿A qué temperatura centígarda deberá someterse la misma masa gaseosa, si el volumen se incrementa a 0,5 litros? Datos.V1 = 250 cc

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR

Ley de Charles o Isobárica: Los globos aerostáticos

T1 = 5 ºC + 273 = 278 K

V2 = 0,5 L x 1 000 cc = 500 cc T = x K 2 1L

T2 =

V2 T1 V1

V1 T2 = V2 T1 T2 = 500 cc x 278 K = 556 K 250 cc

556 K - 273 x

1 ºC = 283 ºC 1K

Procedimiento 2.- La relación de volumen se determina dividiendo el volumen final para el inicial V2 / V1 ; porque al subir el volumen, también sucede lo mismo con la temperatura: V= T2 = T1 x V factor ºC = K - 273 ,

En un globo aerostático se observa que al calentarse el gas éste tiende a expandirse más, lo cual hace que se incremente el volumen, consiguiendo la elevación del mismo.

500 cc = 2 250 cc T2 = 278 K x 2 = 556 K ºC = 556 - 273 = 283 ºC

Ejemplo 3:

Estados de la materia

Procedimiento 1.-

Un globo se llena con 3L de He a 22 ºC y una atmósfera de presión. Si la temperatura sube a 49 ºC y la presión permanece constante, ¿Cuál será el volumen del globo? Datos: V1 = 3 L T1 = 22 ºC + 273 = 295 K P1 = 1 atm

Procedimiento:

V2 = L T2 = 49 ºC + 273 = 322 K 322 Tfactor = 1,092 295 P2 = 1 atm

V2 = V1 x Tfactor

V2 = 3 L x 1,092 V2 = 3,276 L

Taller Ley Isobárica: Charles 1. Un gas ocupa un volumen de 200 cm3 a 100 ºC. ¿Qué volumen ocupará en condición normal de temperatura y a la misma presión? R = 146,38 cm3

2. Una masa de oxígeno ocupa un volumen de 20 dm3 y -20 ºC. ¿Qué volumen ocupará a - 40 ºC si la presión es constante? R = 18,42 dm3

3. Una masa de gas helio ocupa un volumen de 100 L a 20 ºC, si el volumen baja a la mitad. ¿Cuál será la temperatura final? R = -126,5 ºC

Estados de la materia

4. El volumen de un gas es de 15 L. a la temperatura de 30 ºC y presión de 800 torr. Si la presión permanece constante y la temperatura asciende a 60 ºC, ¿Qué volumen ocupará dicha masa gaseosa? R = 16,48 L

3.7.3.- LEY ISOVOLUMÉTRICA: GAY-LUSSAC V = K ENUNCIADO: A volumen constante y masa invariable, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

Demostración de la ley Gay Lussac. - A volumen constan-

te, si se incrementa la temperatura, aumenta el choque de las moléculas incrementando la presión. La relación T absoluta y presión dan un valor constante:

La relación presión temperatura es directamente proporcional; si la temperatura se duplica, la presión se duplica; si la temperatura se reduce, la presión también.

100 K = 100 1 atm

200 = 100 2

400 = 100 4

800 = 100 8

Interpretación matemática.P1 T1

P2 T2

Es decir

P1 T2 = P2 T1

Ejemplo 1: Una masa de gas soporta una presión de 700 mm Hg a la temperatura de 20 ºC; calcule la presión que soportará a 35 ºC.

Datos.La temperatura en K

P1= 700 mm Hg

T1 = 20 ºC + 273 = 293 K

P2= x mm Hg

T2 = 35 ºC + 273 = 308 K

Procedimiento 1 .P1T2 = P2T1

P2 =

P1T2

P2 =

700 mm Hg x 308 K 293 K

= 735,84 mmHg

Procedimiento 2 .- El factor de temperatura se determina dividiendo la temperatura final para la temperatura inicial;resultado del T factor debe ser mayor a 1 porque sube la temperatura, entonces tambien sube la presión: 308 = 1,0512 Tfactor = 293 P2 = 700 mm Hg x 1,0512 = 735,84 mm Hg

P2 = P1 x Tfactor Verificación: P1 = 700 mm Hg T1 = 293 K P2 = 735,84 mm Hg

735,84 = 2,389 308

T2 = 308 K

P1 T2 = P2 T1 Comprobación: 700 mm Hg x 308 K = 735,83 mm Hg x 293 K 215 60

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR

215 60

Ejemplo 2: A volumen constante, la presión de un gas es de 800 torr a 25 ºC. ¿Qué presión soportaría si la temperatura se eleva en 10 ºC ? Datos: T1 = 25 ºC + 273 = 298 K P1 = 800 torr T2 = 35 ºC + 273 = 308 K P = x torr 2

Tfactor =

P2 =

800 torr x 308 K 298 K

Procedimiento 2: Con factores de conversión.

P2 = P1 x Tfactor

P2 = 800 torr x 1,0335 = 826,8 torr Verificación:

Ley isovolumétrica y la preparación de alimentos

308 = 1,0335 298

P1 T2 P2 = T 1

Procedimiento 1:

Estados de la materia

700 = 2,389 293

P1 T2 = P2 T1 800 torr x 308 K = 826,85 torr x 298 K 246 40

246 40

= 826,85 torr

En las ollas de presión donde preparamos nuestros alimentos, utilizamos un volumen definido. Al aumentar la temperatura, la presión interna del recipiente también aumenta, por ello es indispensable que esté en funcionamiento la válvula para descomprimir la presión y evitar que la olla explote. Al aumentar la presión y la temperatura, los alimentos se cuecen con mayor rapidez.

Ejemplo 3: Un gas ocupa 800 mL a temperatura y presión normales. Si el volumen permanece constante y la temperatura se incrementa en 22 ºC, ¿Cuál será la presión que soporta? Datos: V = 800 mL (constante) T2 = 22º + 273 = 295 K

T1 = 0º + 273 K P1 = 1 atm

P2 = x atm

Procedimiento 1:

P2 = 1 atm x

Verificación: P1 T2 = P2 T1

295 K = 1,08 atm 273 K

1 atm x 295 K = 1,08 atm x 273 295

295

Taller

Ley Isovolumétrica: Gay Lussac Estados de la materia

1. Un gas ocupa un volumen de 7 L a la presión de 950 torr y temperatura de 16 ºR, si el volumen permanece constante y la presión desciende a 260 torr, ¿Cuál será la temperatura en ºR? R = -154,2 ºR

2. Una muestra de un gas ocupa un volumen de 10 litros a 0,50 atmósferas y 300 K. Calcule la presión en torr si la temperatura cambia a 450 K, con el volumen constante. R = 570 torr.

3. Cuando el volumen de una masa gaseosa es constante soporta una presión de 850 torr a 68 ºF. ¿Cuál será la presión si la temperatura desciende en 10 ºC? R = 820,9 torr

4. Una muestra de un gas ocupa 3 litros a 550 torr. y 56 ºC. ¿Cuál será la presión en torr si la temperatura aumenta a 80 ºC y el volumen permanece constante?

R = 590,12 torr

5. El volumen de un gas a 12 ºC y 750 mm Hg de presión es de 200 L, si el volumen es el mismo cuando la temperatura asciende a 40 ºC ¿ Qué presión deberá soportar? R = 823,68 mm Hg.

6.- Elabore una ficha en www.examtime.com sobre las especificaciones de cada una de las leyes de los gases.

3.7.4.- LEY COMBINADA DE LOS GASES Relaciona las magnitudes: volumen, presión y temperatura, dispuestas en una ecuación: V1

V1 P1

V2 P2

V1 P1 T2 = V2 P2 T1

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR Nitrógeno en las llantas

En las ecuaciones para V2 , T2 , P2 los factores de conversión se aplican independientemente de acuerdo a las leyes de los gases: T2 = T1 x Vfactor x Pfactor

P2 = P1 x Vfactor x Tfactor

Ejemplo 1: Un mol de O2 , en condiciones normales ocupa un volumen de 22,4 litros. ¿Qué volumen ocupará a la presión de 800 torr y 15 ºC? Datos: V2 = x L V1 = 22,4 L P2 = 800 torr P1 = 760 torr T2 = 15 °C + 273 = 288 K T1 = 0 ºC + 273 K Procedimiento 1.V1 P1 T2 = V2 P2 T1

V2 =

V1 P1 T2 P2 T1

V2 =

22,4 L x 760 torr x 288 K = 22,45 L 800 torr x 273 K

Al colocar nitrógeno en las llantas, evita que aumente las libras de presión de aire, cuando ésta se pone caliente; en tanto que con el aire normal, con el calor aumenta la presión.

Estados de la materia

V2 = V1 x Pfactor x Tfactor

Ejemplo 2: Una masa de gas ocupa a 10ºC y 755 mm Hg un volumen de 5 litros. ¿Qué volumen ocupará a 100 ºC y 3 atmósferas de presión? Datos: V2 = x L V1 = 5 L P2 = 3 atm 760 mm Hg P1 = 755 torr 1 atm T1 = 10 ºC + 273 = 283 K = 2 280 mm Hg T2 = 100 ºC + 273 = 373 K Procedimiento 1.- Aplicando la fórmula: V1 P1 T2 = V2 P2 T1 Despeje V2, para hallar el volumen final: V2 =

V1 P1 T2 P2 T1

V2 =

5 L x 755 mmHg x 373 K 2 280 mmHg x 283 K

= 2,18 L

Procedimiento 2.Para determinar el Pfactor , las variables son V y P; entonces se aplica la ley isotérmica si la presión sube, el volumen baja, entonces Pfactor debe dar un valor menor a 1: 755 = 0,331 2 280 Tfactor : las variables son V y T entonces se aplica la ley isobárica si la temperatura sube, el volumen tambien sube, entonces Tfactor debe dar un valor mayor a 1: 373 = 1,318 283 La fórmula es:

V2 = V1 x Pfactor x Tfactor V2 = 5 L x 0,331 x 1,318 = 2,18 L

Taller Ley combinada de los gases 1. El volumen de un gas seco a 25 ºC y 700 mmHg de presión es de 100 L. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales? R = 84,37 L

2. Un gas ocupa un volumen de 500 mL y 600 torr. ¿Cuál será la presión si el volumen desciende a 300 mL y la temperatura sube a 80° C ? R = 1 204,77 torr

Estados de la materia

3. Una masa de gas helio ocupa un volumen de 500 mL a la presión de 70 lb/ pulg2 y 16 ºR. Si el volumen se reduce a 303,49 mL y la temperatura se incrementa a 100 ºF. ¿Qué presión soportará? R = 122,33 lb/inch2

4. Un gas ocupa 0,8 ft3, a 212 ° F y 40,1 lb/pulg2. ¿Qué temperatura centígrada soportará si el gas se reduce a 4 ft3 cuando la presión es de 800 torr? R = 230,49 lb/pulg2

5.- Elabore un videoquiz en www.educaplay.com sobre la ley combinada de los gases en la vida cotidiana. 3.7.5.- CÁLCULO DE DENSIDADES Conociendo la temperatura y la presión, se determina la densidad aplicando la ecuación: T P2 =

1 1

T P

2 2 1

Ejemplo 1: Calcular la densidad del oxígeno a 25 °C y a la presión de 700 mm Hg, si la densidad en condiciones normales es 1,43 g/L. Datos: = 1,43 g/L 1 T1 = 273 ºK P1 = 1 atm

= x g/L T2 = 25º + 273º = 298 K P2 = 700 mm Hg x 2

P2 = 700mm Hg Despeje

= 2

1 atm = 0,92 atm 760 mm Hg

de la fórmula general:

T P2 T2 P1 1 1

1,43 g/L x 273 K x 0,92 atm 298 K x 1 atm

= 1,21g/L

Ejemplo 2: Calcule la masa de 2 litros de gas metano a 3 atmósferas y 273 K , si la densidad a 20 °C y 5 atmósferas es 3,56 g/L Datos: Despeje la densidad final: = 3,56 g/L 1 TP T1 = 293 K = 1 1 2 2 T2 P1 P = 5 atm 1

= x g/L T2 = 273 K P2 = 3 atm 2

3,56 g/L x 293 K x 3 atm 273 K x 5 atm

= 2,29 g/L

Taller Densidades de Gases 1. Si la densidad del Cl2 en condiciones normales es 3,16 g/L. Calcule la temperatura en °C cuando la presión se incrementa a 900 mm Hg densidad de 1,18 g/L. R = 589,68° C

Estados de la materia

Con el dato de la densidad transforme los 2 litros a masa: 2,29 g CH4 2 L gas CH4 x = 4,58 g CH4 1 L gas CH4

2. Calcular la masa de 0,2 L de Cl2 a 3 atmósferas y 546 K; si la densidad en condiciones normales es 3,17 g/L R = 0,95g Cl2

3. La densidad del C2H2 a 15 °C es 1,01 g/L a la presión de 0,92 atm. Calcule la densidad a 40 °C y 600 mm Hg. R = 0,798 g/L

4. La densidad de una masa gaseosa es 1,25 Kg/m3 a la presión de 650 torr y temperatura de 38 ºC. ¿Qué presión soportará la misma masa gaseosa si la densidad desciende a 0,90 Kg/m3 cuando la temperatura es de 45 ºC? R = 478,53 torr

5. La densidad del HCl gaseoso a 32 °F a la presión es 14,7 lb/pulg2 es 1,62 g/L. Calcular la presión en atmósferas a 12° C si la densidad es 3,23 g/L R = 2,08 atm.

3.7.6.- RECOGIDA DE GASES SOBRE AGUA

Estados de la materia

RECUERDA: La presiรณn total es la resultante de la sumatoria de la presiรณn del gas seco + la presiรณn del vapor de agua. Para aplicar las leyes de los gases, se calcula secos: ยกDe la presiรณn total se resta la presiรณn de vapor de agua de acuerdo con la temperatura!

Vapor de agua Gas oxรญgeno Al calentar KClO3 sรณlido, se obtiene O2 gaseoso, el mismo que se recoge en el tubo de ensayo.

TABLA DE PRESIONES DE VAPOR DE AGUA A DIFERENTES TEMPERATURAS

Temperatura 15ยบC 16ยบC 17ยบC 18ยบC 19ยบC 20ยบC 21ยบC 22ยบC 23ยบC 24ยบC 25ยบC 30ยบC 35ยบC

Temperatura 40ยบC 45ยบC 50ยบC 55ยบC 60ยบC 65ยบC 70ยบC 75ยบC 80ยบC 85ยบC 90ยบC 95ยบC 100ยบC

Presiรณn en mm Hg 12,97 13,63 14,53 15,48 16,48 17,53 18,65 19,83 21,07 22,38 23,76 31,82 42,17

Presiรณn en mm Hg 55,32 71,88 92,51 118,04 149,38 187,54 233,7 289,1 355,1 433,6 525,76 633,90 760

Ejemplo 1: El gas O2 se recoge sobre agua a 17 ยบC y 800 mm Hg ocupando el volumen de 4,5 litros. ยฟQuรฉ volumen ocuparรก en condiciones secas y en condiciones normales? La presiรณn del vapor de agua a 17 ยบC es 14,53 mm Hg. Datos: V1 = 4,5 L V2 = x L P1 = 800 mmHg - 14,53 mmHg = 785,47 mmHg *. P2 = 760 mm Hg

T1 = 17 ยบC + 273 K = 290 K T2 = 0 ยบC + 273 = 273 K

* Soluciรณn.- Las condiciones iniciales indican que el gas fue recogido sobre agua; por tanto, la presiรณn de 800 mm Hg es la presiรณn del gas + el vapor. Para hallar la presiรณn del gas seco, reste la presiรณn total menos la presiรณn del vapor de agua: 800 mmHg (17ยฐC) - 14,53 mm Hg (vapor de agua) = 785,47 mmHg. V1 P1 T2 = V2 P2 T1 entonces: V2=

V2 =

V1 P1 T2 P2 T1

por tanto:

4,5 L x 785,47 mm Hg x 273 K = 4,38 L 760 mm Hg x 290 K

Ejemplo 2: Un gas húmedo ocupa un volumen de 750 mL a la presión de 29 lb/pul2 y a la temperatura de 68 ºF; ¿Qué volumen ocupan en condiciones secas de 950 torr y 40 ºC ? La presión del vapor de agua a 20 ºC es 17,53 mm Hg y a 40 ºC es 55,32 mm Hg. Datos: V1 = 750 mL P1 = 29 lb/pul2 T1 = 68 ºF PH O = 17,53 mm Hg

V2 = x mL P2 = 950 torr T2 = 40 ºC PH O = 55,32 mmHg

Solución.- Las magnitudes iniciales y finales deben ser las mismas: V1 = 750 mL V2 = x mL 760 torr = 1499,32 - 17,53 = 1 481,79 torr. 14,7lb/pul2

P2 = 950 torr - 55,32 torr = 894,68 torr T1 = (68 ºF - 32º) x 5 K + 273 = 293 K 9 ºF T2 = 40º + 273º = 313 K

V1 P1T2 = V2 P2 T1 entonces: V2 = V2 =

V1 P1 T2 P2 T1

por tanto:

Estados de la materia

P1 = 29 lb/pul2 x

750 mL x 1481,79 torr x 313 K = 1 326,96 mL 894,68 torr x 293 K

Taller Recogida de gases 1. Se recoge 5,15 litros de oxígeno en agua a 45 ºC y 890 torr. Si la presión de vapor de agua a 45 °C es 71,88 torr, ¿Qué volumen ocupará en condiciones secas y en condiciones normales? R = 4,76 L

2. Se recoge 1,6 litros de nitrógeno sobre agua a 298 K y 0,99 atmósferas. El gas está saturado con vapor de agua. ¿Cuál será el volumen de nitrógeno en condiciones secas y a presión y temperatura normales. La presión del agua a 25 ºC es 23,76 torr? R = 0,53 L

3. Un gas ocupa un volumen de 60 mL a presión 15 ºC cuando la presión es de 650 torr cuando fue recogido sobre agua. La presión del agua a 15 ºC es 12,97 mm Hg. Calcular la presión que soporta este gas en condiciones secas si el volumen se incrementa a 100 mL y la temperatura a 35 ºC. R = 408,27 torr.

Estados de la materia

4. Una masa de hidrógeno se recogió sobre agua a 25 ºC y 730 mm Hg de presión, ocupa un volumen de 245 mL La presión parcial de vapor de agua es 23,76 mm Hg. ¿Cuál será el volumen de hidrógeno seco, si las condiciones continuaron aplicándose a 15 ºC y 1 atmósfera de presión? La presión de vapor de agua a 15 ºC es 12,79 mm Hg. R = 223,79 mL

3.7.7.- HUMEDAD RELATIVA Es la cantidad de vapor de agua contenida en una mezcla de gas a una determinada temperatura. Se la expresa en porcentajes. Procedimiento.- En primera instancia determine el % de vapor de agua de acuerdo a su temperatura y éste valor reste a la presión indicada del ejercicio, luego aplique la ecuación de los gases. Ejemplo 1: Un gas húmedo soporta una presión de 800 torr a 25 ºC, la humedad relativa a esta temperatura es de 40 %. La presión de vapor de agua es de 23,76 mmHg. ¿Cuál es la presión del gas seco? Inicie con los 23,76 mmHg y compare con el porcentaje: 23,76 mm Hg

40mm Hg de H2O 100mm Hg

= 9,504 mmHg

P. gas seco = P. gas humedo - P. vapor de agua 800 mm Hg 760 700 600 525,76

500 355,1

300 233,7

200

149,38

100 55,32

10 20 30 40 50 60 70 80 90 100ºC

Tabla de presiones de vapor de agua a diferentes temperaturas: el punto de ebullición a 100 °C, le corresponde 760 mm Hg, o una atmósfera de presión.

Ejemplo 2: 800 mL de aire entran en una habitación a 25ºC y soporta una presión de 900 mm Hg con una humedad relativa del 40 %. ¿Qué volumen de aire ingresará a la misma habitación a 40ºC y 750 mm Hg con una humedad relativa del 15 %? La presión del vapor de agua a 25 ºC es 23,76 mm Hg y a 40 ºC es 55,32 mm Hg.

400

P. gas seco = 800mm Hg - 9,504 mm Hg = 790,496 mm Hg

Datos generales: V1 = 800 mL aire P1 = 900 mm Hg (P. aire + del vapor de agua) T1 = 25 ºC (H.R. 40%). Presión de vapor 23,76 mm Hg. V2 = x P2 = 750 mm Hg (presión deal aire + vapor de agua) T2 = 40 ºC (H.R.15%)Presión vapor 55,32 mm Hg.

Planteamiento.- Verifique los datos de la humedad relativa y la presión del aire seco. La humedad relativa a 25 ºC es: 23,76 mm Hg

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR La humedad relativa en los cultivos

40mm Hg de H2O = 9,504 mm Hg 100mm Hg

55,32 mm Hg

15mm Hg = 8,298mm Hg 100mm Hg

Cada especie vegetal se desarrolla en un ambiente óptimo de humedad relativa, la misma que se convierte en un factor climático que puede modificar el rendimiento final de los cultivos: cuando la HR es excesiva las plantas reducen la transpiración y disminuyen su crecimiento; por el contrario, si es muy baja, ellas transpiran y se deshidratan. La HR se mide con un higrómetro.

Datos específicos: V1 = 800 mL aire V2 = x mL

P1 = 900 mm Hg - 9,504 m mm Hg = 890,496 mm Hg. T1 = 25 + 273 = 298 K

P2 = 750 mm Hg - 8,298 mm Hg = 741,7 mm Hg. T2 = 40 ºC + 273 = 313 K

V1 P1T2 = V2 P2 T1 entonces: V2 =

V2 =

V1 P1 T2 P2 T1

Estados de la materia

La humedad relativa a 40ºC es:

por tanto:

800 mL x 890,5 mmHg x 313 K = 1 008,84 mL 741,7 mm Hg x 298 K

3.7.8.- CORRECCIÓN DE NIVEL Cuando se recoge gases sobre líquidos hay que corregirse las diferencias entre los niveles, de modo que los niveles de los líquidos, tanto dentro y fuera, sean los mismos. Si el nivel del líquido está por encima se corrige restando la presión total menos la presión en exceso; y si está por debajo del nivel se suma a la presión. los ejercicios se resuelven aplicando la fórmula de la ley combinada de los gases. Ejemplo 1: El volumen de un gas a 15 ºC es de 50 mL, y el nivel del Hg es 150 mm Hg por encima del nivel cuando la presión es de 800 mm Hg. Calcule el volumen del mismo gas a 25 ºC y a la presión de 750 mm Hg sabiendo que el nivel del Hg está 80 mm Hg por debajo del nivel. Datos: V1 = 50 mL V2 = x mL P1 = 800 mm Hg - 150 mm Hg = 650 mm Hg T1 = 15 ºC + 273º = 288 K

P2 = 750 mm Hg + 80 = 830 mm Hg T2 = 25 ºC + 273º = 298 K

Datos en unidades similares: V1 = 50 mL

V2 = x mL

T1 = 288 K

T2 = 298 K

P1 = 650 mm Hg

P2 = 830 mm Hg

Solución.- V1 P1 T2 = V2 P2 T1 V2 =

V1 P1 T2 P2 T1

50mL x 650 mmHg x 298 K = 40,52 mL 830 mm Hg x 288 K

Taller Humedad relativa, Corrección de nivel

Estados de la materia

1. A 24 ºC la presión del vapor de agua es de 22,38 mm Hg. Si la humedad relativa de un recipiente herméticamente cerrado es del 30 % a 24 ºC y del 57 % cuando la temperatura desciende a 15 ºC. ¿Cuál será la presión del vapor de agua a esta temperatura? R = 12,97 mmHg

2. 600 mL de aire ingresa en una habitación a 20 ºC soportando una presión de 810 mm Hg con una humedad relativa del 30 %. ¿Cuál será el volumen de aire que ingresa a la habitación a 30 ºC y a una presión de 650 mm Hg con una humedad relativa del 20 %? La presión de vapor de agua a 20 ºC es 17,53 mm Hg y a 25 ºC es 23,76 mm Hg. R = 762,89 mL

3. El volumen de un gas a 20 ºC y 800 mm de Hg es de 90 mL cuando el barómetro marca 10 mm de Hg por encima del nivel. Determinar el volumen que ocupará a 35 ºC y 750 mm Hg de presión cuando el barómetro marca 7 mm por debajo del nivel. R = 98,73 mL

4. Se recoge un gas sobre mercurio en un tubo graduado. El volumen del gas a 40 ºC es 90 mL y 745 mm Hg y el nivel de mercurio en el tubo es 50 mm Hg arriba del nivel externo del mercurio. ¿ Cuál será el volumen a presión y temperatura normales. R = 71,78 mL

5.- Elabore un crucigrama en www.educaplay.com sobre los contenidos de recogida de gases sobre agua, humedad relativa, corrección de nivel y sus aplicaciones en nuestra vida.

5. Un gas ocupa 80 mL a 36 ºC cuando la presión es de 660 mm Hg y el barómetro marca 5 mm Hg por encima del nivel. Si el mismo gas ocupa un volumen de 50,60 mL a la presión de 870 mm Hg cuando el barómetro marca 7 mm Hg por debajo del nivel. ¿Cuál será la temperatura centígrada? R = -14,41ºC

3.7.9.- LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES: LEY DE DALTON “La presión total que ejerce una mezcla gaseosa resulta de la suma de las presiones parciales”. La presión parcial se refiere a aquella que ejerce un gas, como si estuviese solo en un recipiente. PT = P1 + P2 + P3 + ...

DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE DALTON:

Es el peso promedio de los gases que intervienen en una mezcla. En una mezcla de gases las presiones parciales son directamente proporcionales al número de moles (n) y al volumen, por tanto: % de V = % n = % P La presión puede tener los siguientes significados: PSIA: P = pound S= square, I = inch, A= absolute. Es la presión absoluta de los gases usada en el sistema inglés y equivale a 14,7 Lb/pulg2. Pa = Pb + Pm Pa = presión absoluta (psia) Pb = presión barométrica (psi) Pm = presión manométrica (psig) Ejemplo 1: La presión de una mezcla de gases es de 760 mm Hg y su composición porcentual es: Metano CH4 = 94,1% ; etano C2H6 = 3% ; N2 = 2,9%. Hallar las presiones de cada gas. Datos:

P CH4 = 94,1 % P C H =3 % Pm = 760 mm Hg 2 6 P N2 = 2,9 % x P de c/gas

Planteamiento: Sume los porcentajes de cada gas: CH4 = 94,1 % o mm Hg C2H6 = 3,0 % N2 = 2,9 %

100,0 mm Hg mezcla

Recuerde que 100 mm Hg de mezcla de gases contiene CH4 = 94,1 mm Hg; C2H 6 = 3 mm Hg; N 2 = 2,9 mm Hg. Solución.- Se determina la composición de los 760 mm Hg: 760 mm Hg 94,1 mm Hg CH 4 = 715,16 mm Hg 100 mm Hg 760 mm Hg

2,9 mm HgN2 100 mm Hg

= 22,04 mm Hg

760 mm Hg 3 mm HgC2H6 = 22,8 mm Hg 100 mm Hg El total suma

760 mmHg

“A mayor altitud terrestre, mayor cantidad de glóbulos rojos” el porcentaje de oxígeno y nitrógeno en la atmósfera es constante, pero sus presiones parciales con la altura son diferentes; a nivel del mar la presión atmosférica equivale a 760 torr; del oxígeno es 160 torr (los 600 restantes corresponde a otros gases, entre ellos al nitrógeno).

Estados de la materia

Peso molecular aparente de una mezcla de gases

A 1 600 m de altura, la presión atmosférica se reduce a 630torr, de ello 130 le corresponde al oxígeno gaseoso. La reducción de la presión parcial del oxígeno con la altitud, se recompensa con el incremento de glóbulos rojos: una persona al nivel del mar tiene 4,2 millones de glóbulos rojos por milímetro cúbico y a 1 600m de altura tiene 5,4 millones aproximadamente. La adaptación toma algunos días, por ello, al comienzo a las personas se las nota aturdidas y somnolientas.

Ejemplo 2: Se mezclan 3 gases en un mismo tanque; el CO 2 con una presión parcial de 600 mm Hg; N 2 con una presión parcial de 800 mm Hg y el H 2 a una presión de 900 mmHg. ¿Cuál es la presión total y cuál es el % de las presiones parciales? Datos: PT = x mm Hg P CO2 = 600 mm Hg

P.N2 = 800 mm Hg P.H2 = 900 mmHg

Cálculo de la Presión Total (PT)

PT = sumatoria de sumatorias parciales: PT = 600 + 800 + 900 = 2 300 mm Hg

Estados de la materia

Para el cálculo del % de la Presión Parcial inicie con 100 mm Hg: 100 mm Hg

600 mm Hg CO2

100 mm Hg

800 mm Hg N2

100 mm Hg

900 mm Hg H2 = 39,13% mmHg H2 2 300 mm Hg

2300 mm Hg

2 300 mm Hg

= 26,09% mm Hg CO2 = 34,78% mmHg N2

Ejemplo 3: Se mezclan He, SO2 y CH4 cuyas presiones parciales son: He = 2 atm; SO2 = 700 mm Hg; CH4 = 8,7 psia. (1 atm = 14,7 psia). Calcule la presión total en atmósferas. Datos: He = 2 atm SO2 = 700 mm Hg CH4 = 8,7 psia P = x atm T

SO2 =

700 mm Hg

1 atm = 0,92 atm 760 mm Hg

CH4 =

8,7 psia

1 atm = 0,59 atm 14,7 psia

PT = 2atm + 0,92 + 0,59 atm = 3,5 atm Ejemplo 4: Se mezclan 8 g de O2, con 20 g de CO2, con una presión de 40 psia. ¿Cuáles son las presiones parciales en atmósferas de cada gas? Datos: 8 gO2

20 gCO2

PO2 = x atm PCO2 = x atm

PT = 40 psia

Determine el número de moles parciales y totales: 1 n O2 20 g CO2 8 g O2 = 0,25n O2 31,98 g O2

1n CO2 43,98 g CO2

= 0,46n CO2

nT = 0,71 n Totales

Cuando los datos del problema estan dados en gramos o moles, la presión parcial Pp se calcula con la fórmula: P T x np PP = nT Cálculo de la presión parcial del oxígeno: PP (O2) =

40 psia x 0,25 nO2 0,71 n

14,08 psia

= 14,08 psia O2

1 atm = 0,96 atm O 2 14,7 psia

Cálculo de la presión parcial del anhídrido carbónico: 40 psia x 0,46 nCO2 = 25,92 psia CO2 0,71 n

25,29 psia

1 atm = 1,72 atm CO2 14,7 psia

Ejemplo 5: Se mezclan 0,4n de CH4 con 12g de de propano C3 H 8 y 4,6 L N 2 medidos en C.N. La presión de la mezcla es de 1 700 mm Hg. ¿Cuáles son las presiones parciales? Datos: CH4 = 0,4 n

PT = 1 700 mm Hg PP = x mm Hg

C3H8 = 12 g

Estados de la materia

PP (CO2) =

N2 = 4,6 L en CN Planteamiento: Determine las moles de cada compuesto : C3 H 8

12g C3H8

CH4 = 0,4 n 1n C3H8

44,03g C3H8

4,6 L N2

1n N2

22,4 L N2

= 0,27 nC3H8 = 0,21 nN2

Sumamos las moles de cada gas: 0,4n CH4 + 0,27 n C3H8 + 0,21 n N2 = 0,88 nT Con estos datos calculamos el % de cada gas 100 n T 100 n T 100 n T

0,4 n CH4 0,88 n T

= 45,46% n CH4

0,27 n C3H8 = 30,68 % n C3H8 0,88 nT 0,21 n N2 0,88 n T

= 23,86% n N2

Finalmente se calcula la presión parcial de cada gas iniciando con la presión total: 1 700 mm Hg

45,46 mm CH4 100 mm Hg

= 772,82 mm Hg CH4

1 700 mm Hg

30,68 mm Hg C3H8 = 521,56 mm Hg C3H8 100 mm Hg

1 700 mm Hg

23,86 mm Hg N2 100 mm Hg

= 405,62 mm Hg N2

PT = 772,82 + 521,563 + 405,62 = 1 700 mm Hg

Estados de la materia

Ejemplo 6:

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR La ley de Dalton en la respiración.

Una mezcla de gases a 760 mmHg de presión contiene el 65% de N2, 15 % de O2 y 20% de CO2 en volumen. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas y cuál el peso molecular? Datos: PT = 760 mm Hg N2 =65 % en volumen O2 = 15% en volumen CO2 = 20 % en volumen

Es importante para la determinación del movimiento del gas oxígeno y anhídrido carbónico entre la atmósfera y los pulmones, entre los pulmones y la sangre y entre ésta y las células corporales: cuando una mezcla de gases se difunden a través de una membrana permeable, cada gas lo hace hacia el área de menor presión parcial, lo que significa que cada gas se comporta como si el resto de gases no existiera.

% V = % P = %n N2 O2 CO2 nT

= 65 % en moles (n) o 65 mmHg = 15 % en moles o 15 mmHg = 20 % en moles o 20 mmHg = 100 n

La presión total de la mezcla es 760 mm Hg: 760 mm Hg

65 mm Hg N2 = 494 mm Hg N2 100 mm Hg

760 mm Hg

15 mm Hg O2 = 114 mm Hg O2 100 mm Hg 20 mm Hg CO2

760 mm Hg

100 mm Hg

= 152 mm Hg CO2 760 mm Hg

Para el peso molecular, inicie con 1n de la mezcla de gases y compare con los datos de los 100 moles (n). N2

= 28 g/mol 1n de mezcla

= 31,98 g/mol

65 n de N2

100n mezcla

28,02 g N2 1 n N2

CO2 = 43,97 g/mol

= 18,21 g N2

1n de mezcla

15 n O2

100n mezcla 1n de mezcla

20 n de CO2

100n mezcla

31,98 gO2 1 n O2 43,97 g CO2 1 n CO2

= 4,80 g O2

= 8,79 g CO2

P = 18,21 g N2 + 4,80 gO2 + 8,79 g CO2 = 31,80 g/mol

Taller

Ley de Dalton Pesos moleculares

2. Una mezcla de gases soportan una presión de 950 mm Hg y contiene 78 % de NO2, 21 % de CO y 1 % de dióxido de azufre en volumen. Calcular las presiones parciales. R = NO2 = 741 mm Hg R = CO = 199,5 mm Hg. ; SO2 = 9,5 mmHg

Estados de la materia

1. En un recipiente se mezclan O2, NO. La presión del oxígeno es 0,5 atm y la del Monóxido de nitrógeno es 600 mm de Hg respectivamente. Calcular la presión total de la mezcla y la composición porcentual de presión en mm de Hg. R = 980 mmHg. R O2 = 38,77% R NO= 61,22 %

3. Se mezclan 0,3 n de C2H 6, 10 g de butano C4H10 y 5 litros de NH3. A temperatura constante la presión de la mezcla es 1 520 mm Hg. ¿Cuáles son los % de presión y cuál el peso molecular? R = 43,43 % C2H6; 24,63 % C4H10 ; 31,88 % mm Hg NH3. R = peso molecular 31,53 g/mol

4. Se mezclan tres gases, cuyas presiones parciales son: Helio= 2,20 atmósferas; Argón = 710 torr; Kriptón = 3,5 psia (1 at = 14,7 psia). Calcule la presión total en torr y el porcentaje de las presiones parciales. R = PT = 5 042 torr; PP = 33,16 % He ; 14,081 % Ar ; 52,76 %Kr.

5. Una mezcla de gases soporta una presión de 1 600 mm Hg de presión contiene 55 % de N2, 26 % de O2 y 19 % de CO2 ¿Cuál es la presión parcial de cada gas y cuál es su peso molecular? R = Pp = 880 mm Hg N2; 416 mm Hg O2; 304 mm Hg CO2; mol= 32,07 g/mol.

6. Una mezcla gaseosa soporta una presión de 880 mm Hg y contiene 20 % en volumen de oxígeno, 57 % en volumen de hidrógeno y 23 % de nitrógeno. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas y cuál es el peso molecular? R = Pp = 176 mm Hg O2; 501,6 mm Hg H2; 202,4 mm Hg N2 Mol=13,98 g/mol.

3.7.10.- LEY DE DIFUSIÓN DE LOS GASES: LEY DE GRAHAM

Estados de la materia

ENUNCIADO: “La velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de los pesos moleculares o inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus densidades.

Se basa en la tendencia de los gases de difundirse dependiendo del peso molecular o de sus densidades. mol2 d2 V1 V1 = = V2 V2 mol1 d1 EXPLICACIÓN: Las moléculas ligeras escapan a través de los poros de un globo con mayor facilidad que las moléculas pesadas. A. Dos globos se llenan con el mismo volumen: uno con helio y el otro con nitrógeno. B. Luego de 48 horas, se nota que el globo de helio es más pequeño, por que este escapa con mayor facilidad que el Nitrógeno. Ejemplo 1: ¿Qué relación existe entre la velocidad de difusión de O2 y del CO2? V1 mol2 = V2 mol1

molCO2

43,97CO2

molO2

31,98gO2

Interpretación: Quiere decir que la de difusión del CO2.

6,63 gCO2

Entonces

5,66 gO2

V1O2 = 1,17 V2CO2

de difusión del O2 es 1,17 más rápida que la velocidad

Ejemplo 2: El CO recorre 8 cm al difundirse durante 7 minutos; en tanto que el CO2 se difunde en 6 minutos en un espacio indeterminado. Tomando en cuenta los pesos moleculares determine el espacio que recorrerá el CO2 Datos: CO CO2

e1= 8 cm e2 = ?

t1 = 7 minutos t2 = 6 minutos

V1 mol2 = V2 mol1

; 28 g/mol ; 43,97 g/mol =

43,9 g 28 g

6,63 5,29

= 1,25

e t

e1 . t2 e2 . t1

espacio Velocidad = tiempo

cm minuto

8 cm . 6 minutos = 1,25 e2 x 7 minutos

= 1,25

1,25 x e2 = 8 cm x 6 minutos 8 cm x 6 minutos = 5,49 cm 1,25 . 7 minutos

TALLER DE EVALUACIÓN POR DESTREZAS Los estados de la materia, propiedades y comportamiento

1 AUTOEVALUACIÓN: En forma individual conteste las siguientes interrogaciones: 1. ¿Cuál es la diferencia entre un gas ideal y un gas real? 2.- Enuncie la ley de Charles

Estados de la materia

e2 =

3.- Para que funcione un neumático en un vehículo, ¿qué ley de los gases se aplica? 4.- ¿Con qué ley gaseosa funciona un globo aerostático? 5.- ¿Qué dice la ley isovolumétrica y dónde se aplica? 6.- Cuando se recoge gases sobre agua, ¿cómo se determina la presión de la masa gaseosa? 7.- ¿Cómo se calcula la humedad relativa de un gas? 8.- En los gases ¿cómo se realiza la corrección de nivel en un termómetro?

2 COEVALUACIÓN en grupo de tres subraye la respuesta correcta: 1.- El aire se encuentra en estado gaseoso porque: a) Se desplaza formando ondas

b) Se desplaza en línea recta

c) No se comprime

d) actúan las fuerzas de cohesión

2.- El vapor de agua se caracteriza por que es producto: a) De la evaporación del agua de mar

b) De la ebullición

c) De la sublimación de sólidos

d) Ninguna es verdadera

3.- La ley isotérmica fue enunciada por: a) Charles

b) Jhon Dalton

c) Boyle y Mariotte

d) Volta

4.- La presión interna disminuye en la costa por: a) La latitud

b) El calor externo

c) Falta de brisa fluvial o marítima d) Ninguna es verdad

5.- El agua en Quito hierve a 94 ºC debido a: a) La falta de presión atmosférica

b) El exceso de presión

c) La falta de aire

d) Por el exceso de viento

3 HETEROEVALUACIÓN (realice los siguientes ejercicios de gases y entregue a su maestr@) 1. Determine la relación de difusión entre el NH3 y el HCl. Tomando en cuenta sus densidades.

Estados de la materia

2. El CO recorre 5 cm en 9 s. ¿Qué distancia recorrerá el O2 en 15 s?

R = 1,466 R = 7,29 cm

3. Una muestra de gas ocupa un volumen de 1 200 ft3 a 740 mm Hg y 26 °C. Calcular la presión del gas si su volumen se reduce a 900 ft3 , cuando la temperatura se mantiene constante. R = 986,67 mmHg 4. A presión constante, con una temperatura de 30 °C el volumen de un gas es de 5 m3 . ¿ Cuál será el volumen si la temperatura baja a 0 °C? R = 4,5 m3 5. A volumen constante y en condiciones normales de presión y temperatura un gas ocupa 0,3 litros . Si la temperatura cambia a 260 K, calcular la presión final en mm Hg. R = 723,81 mm Hg. 6. ¿Cuál será la presión final que soporta un gas cuando la temperatura centígrada se duplica; si a 300 K ejerce una presión de 100 cm de Hg? El volumen se mantiene constante. R = 1 090 mm Hg 7. Un globo de 2,5 L se llenó con gas a 1,2 at. y 298 K. Se eleva a la estratósfera a unos 30 Km sobre la superficie la tierra donde la temperatura y la presión son - 23 °C y 3 x 10 -3 atmósferas respectivamente. Calcule el nuevo volumen del globo. R = 838,93 L 8. Un gas ocupa de 350 mL a la presión de 900 mmHg, con una humedad relativa de 75% a una temperatura de 25°C. Calcular la presión del gas seco a 30°C si ocupa un volumen de 437 mL. R = 718,41 mm Hg 9. A una habitación entra 700 mL de aire a 19 °C soportando una presión de 1,02 atmósferas con una humedad relativa de 35%. Si la temperatura baja a 15 °C con una presión de 740 mm Hg y una humedad relativa de 12 %, ¿cuál será el volumen? R = 719,37 mL 10. El volumen de un gas seco es de 50 litros a 20 °C y 742 mm Hg. Si el gas es recogido sobre agua a 15 °C y 850 mm Hg, ¿cuál será el volumen? R = 43,56 L

100

11. Se recoge 150 mL de un gas a la presión de 750 mm Hg, cuando el barómetro marca 12 mm Hg por debajo del nivel a 18 °C. ¿Cuál será el volumen a 27 °C y una presión de 1 020 mm Hg cuando el barómetro marca 20,5 mm Hg por debajo del nivel? R = 113,25 mL

12. Una mezcla de 50 gramos del gas oxígeno y de 50 gramos de metano se colocan en un recipiente a la presión de 600 mm Hg. ¿Cuál será la presión parcial del oxígeno molecular? R = 200 mm Hg 13. Una mezcla de 0,2 moles de monóxido de carbono; 0,3 moles de metano y 0,4 moles de anhídrido carbónico, tiene una presión de 800 mm Hg. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas? ¿Cuál es el peso molecular de la mezcla? R = 177,78 mm Hg CO; 266,67 mm Hg CH4; 355,56 mm Hg CO2; 31,11 g/mol de mezcla. 14. En grupo de 3 – 5 estudiantes, efectúe un ensayo en no más de 500 palabras, sobre la incidencia de las 3 leyes en el diario vivir. Utilice el DRIVE de Gmail y comparta a su maestr@.

3.8.- SOLUCIONES.- COMPONENTES, TIPOS Y PROPIEDADES DESTREZA CON CRITERIO DE DESEMPEÑO

Estados de la materia

Clasificación de los diferentes tipos de soluciones, la descripción de sus componentes y propiedades, la explicación de la solubilidad y su relación con diversos factores físico químicos.

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR

Cuando se añade el café al agua, los iones de éste se dispersan en todo el líquido y forman una solución. ¡ Lo mismo ocurre con el jugo de sandía !

101

Una solución se caracteriza por ser un sistema disperso homogéneo constituido por una fase dispersante en estado líquido denominada disolvente o solvente. El soluto se encuentra en cualquier estado y en menor cantidad que el líquido disolvente. Aparentemente no se lo puede distinguir a simple vista, requiriendo del uso de un microscopio. El tamaño de las partículas oscilan entre 1 g y 1 mg. Para facilitar la formación de la mezcla homogénea se requiere de la agitación, del aumento del calor y temperatura, del tamaño de las partículas y cuando son gases por la intervención de la presión. Por la cantidad de soluto las soluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas y sobresaturadas.

Estados de la materia

Las diluidas, tienen una mínima cantidad de soluto en la mezcla, por ejemplo 0,5 g de azúcar en 100 mL de agua; las concentradas poseen mayor cantidad de soluto que las diluidas; las saturadas no admiten más soluto ya que llegan a un equilibrio dinámico entre el disolvente y el soluto (coeficiente de solubilidad). Las sobresaturadas contienen excesos de solutos sólidos, logrando la precipitación hacia el fondo del recipiente. Por el número de fases las soluciones se clasifican en difásicas, trifásicas y polifásicas; por ejemplo una solución de agua, leche, azúcar y café.

3.9.-

SOLUBILIDAD

Es la capacidad que tienen los solutos de disolverse en líquidos disolventes. Las sustancias que se disuelven se denominan solutos y el líquido que los contienen se denomina disolvente. Los solutos no se los percibe cuando están en solución por el tamaño de sus moléculas que oscilan entre una micra y una milimicra, formando sistemas homogéneos. Tanto el agua como los ácidos se encuentran en mayor cantidad demostrando alta polaridad; en tanto que los disolventes orgánicos son no polares como la gasolina y algo polares como el alcohol, éter y cloroformo. El sulfuro de carbono es un disolvente mixto y es el único que es capaz de disolver al azufre. El principio de la solubilidad manifiesta que “sustancias semejantes disuelven a otras semejantes; así por ejemplo, el agua por ser polar disuelve a ácidos, bases y sales inorgánicas y los disolventes orgánicos como la gasolina, el tiñer y los aceites disuelven a otros líquidos o sólidos derivados del petróleo como a la brea, parafina y asfaltos.

3.10.-

RAPIDEZ DE DISOLUCIÓN DE SÓLIDOS

El incremento de la presión y temperatura permite la solubilidad de líquidos y gases. Si se encuentra el soluto en estado sólido el tamaño de las partículas y el movimiento ayuda a la solubilidad. En el caso de los gases, cuando se incrementa la presión la capacidad de disolución se aumenta.

102

Soluciones: clasificación (fichas)

3.11.- CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES EN UNIDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DESTREZA CON CRITERIO DE DESEMPEÑO

Estados de la materia

Analizar el papel de las soluciones como medio de reacción a partir de la identificación, descripción e interpretación de situaciones teórico prácticas, cualitativas y cuantitativas, relacionadas con el cálculo de concentración de soluciones en unidades físicas y químicas y con la realización de diluciones y neutralizaciones.

3.11.1.- SOLUCIONES EXPRESADAS EN UNIDADES FÍSICAS A) Soluciones masa - masa

Cuando la solución es de 100 g, al soluto se lo expresa en porcentaje: en el vaso 4 la solución esta al 10 % Ejemplo 1: Se usan 94 g de agua y 6g de cloruro de sodio. ¿Qué cantidad de solución se prepara? Datos: Sol = dte + sto Sol = 94 g H2O dte + 6g sto Sol = 100g

dte = 94g H2O

sto = 6g

Interpretación.- La solución está preparada al 6 %

103

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR Preparación de soluciones de uso diario.

Ejemplo 2: Prepare una solución de 50 g al 4 % de NaOH. Datos: Solución 50 g ; composición porcentual de sto: 4g sto en 100 g sol. El hidróxido de sodio es el soluto. 4g sto NaOH = 2g sto. NaOH 100 g sol Interpretación.- Se pone 4 gsto NaOH; se coloca en un vaso de precipitación y se añade agua hasta completar 50 g de sol. Por factores de conversión : 50 g sol x

Estados de la materia

Ejemplo 3: Con 5 gramos de NaCl, prepare una solución al 3 % . La tintura de yodo con presentación comercial está al 5%, significa que n5% es yodo soluto y 95% es alcohol que es el disolvente del soluto. Se utiliza para desinfectar heridas, destruir bacterias, hongos protozoos y virus.

Datos: Solución = x g ; Soluto = 5 g NaCl ; Solución porcentual: 100 g solución contiene 3 g de soluto ( NaCl ). 100 g sol Por factores de conversión: 5 g sto. x = 166,67 g sol 3 g sto Interpretación.- Se pone 5 sto en el vaso y se añade agua hasta completar 166,67 g sol. Ejemplo 4: 5 gramos de cloruro férrico está contenido en 40g solución; exprese la concentración en % en peso. Datos:

Soluto = 5 g FeCl3; Solución = 40 g Sol.; x % de soluto en 100 g de solución.

100 g sol x

5g FeCl3 40 g sol.

= 12,5g FeCl 3 %

Interpretación.- 5 g de sto. está contenido en 40g sol. La solución está preparada al 12,5 % de FeCl 3 . Ejemplo 5: Se desea preparar 60 gramos de solución al 2,5 % de NaNO3. ¿ Cuántos g de NaNO3 se utiliza? ¿Cuántos gramos de Na estarán presentes en la solución? Datos: solución = 60 g. ; sol. en % = 100 g. sol. contiene 2,5 g. de NaNO3 (sto). Resolución : Calcule la cantidad de soluto : 60 g sol x 2,5g NaNO3 = 1,5 g NaNO3 100 g sol Para calcular los g de Na presentes en la solución: determine el peso molecular del NaNO3 e indique la composición: Na = 22, 99 g N = 14, 01 g O3 = 47, 97 g 84, 97 g/mol En 84,97 g de NaNO3 hay 22,99 g de Na:

1,5 g NaNO3 x

Utilizando los factores de conversión: 60 g sol x

104

2,5 g NaNO3 22,99 g Na x = 0,41g Na 100 g sol 84,97 g NaNO3

22,99 g Na = 0,41 g Na 84,97 g NaNO3

Ejemplo 6: Se dispone de 100 g de agua y se desea preparar una solución al 3% Datos: 100 g de H2O dte. 3 % : 100 g sol contiene 3 g sto. 100 g H2O dte

sol = dte. + sto.

sol = dte + sto dte = sol - sto dte = 100 g sol - 3g sto dte = 97 g H2O

3 g sto = 3,09 g sto 97 g H2O dte

sol = 100g H2O dte + 3,09 g sto

sol = 103,9 g

Taller 1. 20 gramos de NaCl están contenidos en 600 gramos de solución. Indique la concentración en % en peso. R = 3,33 g % NaCl

2. En una solución de 140 gramos, están contenidos 15,3 gramos de carbonato de calcio. Determine la concentración en % en peso. R = 10,93 % de CaCO3

3. Prepare una solución al 4 % con 21 gramos de cloruro férrico.

Estados de la materia

Masa soluto Masa solución

R = 525 g sol. FeCl3

4. ¿Cómo prepararía una solución de 50 g al 8 % de fosfato de magnesio ? ¿Cuánto fósforo está presente en la solución? R = 4 g Mg3( PO4 )2 ; 0,94 g P

5 ¿Cómo prepararía una solución de 80 g al 5 % de nitrato de potasio? ¿Cuántos gramos de potasio contiene la solución? R = 4 g KNO3 ; 1,55 g K

105

6. Se deja pasar 5 g NH3 en 100 g H2O. ¿Cuál es el % de concentración de la solución?

RECUERDA: Para expresar las soluciones masa-volumen, se requerirá transformar el volumen de la solución a masa, usando la densidad .

B) Soluciones masa - volumen La masa representa al soluto y el volumen a la solución. Ejemplo 1: Se desea preparar una solución de 80 mL de densidad 1,25 g /mL. Encuentre la masa de la solución. Datos: Sol = 80 mL = 1,25 g/mL: 1 mL sol. equivale a 1,25 g sol.

Estados de la materia

80 mL sol

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR El cloro como blanqueador de ropa

R = 4,76 % NH3

Ejemplo 2:

1,25g sol = 100 g sol 1mL sol

Se desea preparar 250 g sol. de densidad 1,12 g/mL. Encuentre el volumen. Datos: - Sol = 250 g = 1,12 g/mL: 1 mL sol. equivale a 1,12 g sol. 250 g sol

1mL sol = 223,21 mL sol 1,12g sol

Ejemplo 3: Un blanqueador de ropa de uso doméstico conocido como “cloro comercial” se prepara disolviendo 13,12 gramos hipoclorito de sodio (NaClO) en un cuarto de litro agua con una concentración de 5,25% g/mL.

Se desea preparar 250 mL sol de densidad 1,17g/mL al 2% de sto. ¿Cuántos g de soluto contiene la solución? Datos: Sol = 250 mL = 1,17 g/mL: 1 mL sol. equivale a 1,17 g sol. 2 g sto. está contenido en 100 g sol. Halle la masa de la solución:

250 mL sol

Determine el 2 % en los 292,5 g sol:

1,17 g sol = 292,5 g sol 1 mL sol

292,5g sol

2 g sto. = 5,85 g sto. 100 g sol

Ejemplo 4: Se dispone de 20 g NaCl y se requiere preparar una solución al 5 % de NaCl. Determine el volumen de la solución si la densidad es de 1,22 g/mL. Datos: Soluto : 20 g NaCl ; 100 g de solución contiene 5 g de soluto; sol: 1,22 g corresponden a 1 mL de solución. Por factores de conversión : Inicie con los 20g. de NaCl sto :

106

20 g sto NaCl

100 g sol 5 g sto NaCl

1 mL sol = 327,87 mL sol 1,22 g sol

Componentes de las soluciones (crucigrama)

Ejemplo 5: Se dispone de 45 mL de ZnCl2 de densidad 2,91 g/mL al 12 %. ¿Qué volumen de solución se podrá preparar con una densidad de 1,76 g/mL? Datos: x Volumen de solución; Densidad ZnCl2: 2,91g / mL

Densidad de la solución: 1,76 g/mL; Volumen de soluto ZnCl2 : 45 mL;

12 % : 100 g de solución contiene 12 gramos de ZnCl2. 45 mL ZnCl2 Transforme el volumen de soluto a masa:

Entonces:

130,95 g ZnCl2

1091,25 g sol

100 g sol = 1091,25 g sol 12 g ZnCl2

1 mL sol = 620,03 mL sol 1,76 g sol

Estados de la materia

Calcule los g de solución al 12 %:

2,91g ZnCl2 = 130,95g ZnCl2 1mL ZnCl2

Por factores de conversión: 45 mL ZnCl2

2,91g ZnCl2 1mL ZnCl2

100 g sol 12 g ZnCl2

1mL sol = 620,03mL sol 1,76 g sol

Taller Masa soluto - Volumen solución 1.- Prepare 160 mL de solución al 5 %. La densidad de la solución es de 1,42 g / mL.

2.- Prepare 400 mL de solución de HCl al 34,37 %. La densidad de la solución es 1,12 g / mL.

R = 11,36 g sto.

R = 153,98 g HCl.

3.- En 120 mL de solución de ácido sulfúrico al 38 % y de densidad 1,84 g/mL, ¿qué cantidad de azufre contiene la solución? R = 27,44 g S.

4.- Se tiene 4 gramos de ácido nítrico al 6 % en peso de ácido. ¿Qué volumen de solución se podrá preparar si la densidad es 1,17g/mL? R = 56,98 mL sol.

107

5.- Se dispone de 16 mL de HCl de densidad 1,17 g/mL al 37 %. ¿Cuál es el volumen de la solución a prepararse con una densidad de 1,08 g/mL? R = 46,85 mL sol.

6.- Tenemos 5 g de Na y se desea preparar una solución de nitrato de sodio al 10 %. ¿Qué volumen de solución se preparará si la densidad es de 1,35 g/mL? R = 136,89 mL sol.

Estados de la materia

C) Soluciones volumen - volumen RECUERDA: Es necesario tomar en cuenta los datos del problema y analizar si se trata del % en volumen o el % en masa. Los porcentajes que generalmente están expresados sin unidad, se asume que son unidades de masa.

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR Usos del alcohol isopropílico

Todos los datos se deben expresar en unidades de volumen; generalmente en mililitros. Ejemplo 1: Determine la composición porcentual en volumen de 10 mL de HCl contenido en 150 mL de solución. Datos: 150 mL sol. 10 mL de HCl sto; solución porcentual : 100 mL; x % en volumen de soluto . Inicie con 100 mL de solución: 100 mL sol 10 mL sto HCl = 6,67 mL % sto HCl 150 mL sol 100 mL de solución contiene 6,67 mL de HCl sto % . Se interpreta como 6,67 % en volumen (mL) . Ejemplo 2: Se disuelven 40 gramos de ZnCl2 de densidad 2,91 g/mL en 250 gramos de agua. La densidad del agua es 1 g/mL. Halle la composición en volumen .

108

El alcohol de uso doméstico se comercializa al 70%: significa que 100 mL de solución de alcohol isopropílico, sólo 70 mL corresponde al alcohol y el resto se completa con agua para diluirlo. Si está al 100% sería alcohol puro. Destruye las células bacterianas y virales, por ello se utiliza como antiséptico; también es usado en la limpieza de lentes de objetivos fotográficos, en contactos de aparatos electrónicos.

Datos: Soluto: 40 g ZnCl2; densidad soluto: 2,91 g/mL; disolvente: 250 g H2O;

Composición en volumen : x Densidad H2O = 1g/mL

Transforme: los 40 gramos de ZnCl2 a volumen, usando la densidad 2,91 g/mL. 40g ZnCl2

1mL ZnCl2

2,91g ZnCl2

= 13,75 mL ZnCl2

13,75 mL Zn Cl2 es el sto necesario para mezclarse con 250 mL de H2O (1g de H2O equivale a 1mL).

Solución = disolvente + soluto Sol = 250mL de H2O + 13,75mL de sto ZnCl2 = 263,75 mL de sol. Para hallar el %: Inicie con 100 mL de solución y compare con la composición de la solución : 100 mL sol

13,75mL ZnCl2 263,75mL sol

= 5,21 mL % ZnCl2

Ejemplo 3:

Datos: Disolvente: 200 mL de H2O; % : 100 gramos de solución contiene 34,4 g HCl; Solución: x mL sol. 200 mL de H2O, corresponde a 200 gramos. De la solución porcentual, determine el disolvente: Disolvente = solución - soluto Dte = 100 g sol - 34,4 g sto = 65,6 g disolvente 65,6 g de H2O se mezcla con 34,4 g de soluto: Inicie con los 200 gramos de agua: 200g H2O

34,4 gHCl = 104,88 gHCl sto 65,6 gH2O

Solución: 200 g. H2O + 104,88 g. HCl = 304,88g sol. Finalmente, compare este valor con la densidad: 304,88 g sol

1 mL sol = 259,47 mL solución 1,175g sol

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR Las soluciones en las gaseosas

La gaseosa es una solución de anhídrido carbónico en agua. En la botella cerrada el gas está disuelto bajo presión del agua; cuando se abre la botella, el anhídrido carbónico que se encuentra encima del líquido se escapa, por tanto la presión disminuye.

Estados de la materia

Se dispone de 200 mL de agua. ¿Qué volumen de solución de HCl de densidad 1,175 g/mL y que contenga un porcentaje de 34,4 % en peso de ácido se podrá preparar ?

En ese instante la solución está sobresaturada de anhídrido carbónico y parte del gas que está disuelto en el líquido escapa formando burbujas.

Ejemplo 4: Se pasa cloruro de hidrógeno gaseoso por agua obteniéndose una solución de HCl de densidad 1,12 g/cm3 al 30,5 % de HCl. ¿Cuál será la masa de HCl por cm3 de solución? Datos: = 1,12 g/cm3 ; 100 g solución contiene 30,5 g de HCl sto; X masa de sto ? Solución = 1 cm3 3 Por factores de conversión: 1cm HCl

1,12 g HCl 1 cm3 HCl

30,5 g HCl sto = 0,342 g HCl sto 100 g HCl

109

D) Soluciones ppm RECUERDA: En el porcentaje referido a ppm (partes por millón ), la concentración son las partes de masa de soluto por 1 000 000 de partes de masa de agua. Las unidades tanto del soluto como del disolvente, deben ser las mismas.

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR

Estados de la materia

Las soluciones ppm en el análisis para la vida

Son soluciones muy diluidas, con una densidad similar a la del agua : 1 g/mL y tienen mucha utilidad en el análisis biológico. Procedimiento.- Inicie con 106 g de agua, luego compare la composición del agua con los iones disueltos y transforme a gramos Ejemplo 1: Una muestra de agua contiene 5,6 mg de iones cloruro en 600 mL. Calcule las partes por millón ppm del ión cloruro en la muestra si su densidad es 1 g/mL . Datos: Masa soluto: 5,6 mg Cl en 600 mL de agua. = 1 g/mL x ppm de Cl

Procedimiento:

600 mL H2O

106 g H2O

1g H2O

1mL H2O

5,6 mg Cl 600g H2O

= 600 g H2O

1 g Cl= 9,33 g Cl1000 mg Cl-

Interpretación: 9,33g Cl- se mezclan con 106 g H2O Ejemplo 2: Son soluciones utilizadas para preparar sueros; en el análisis químico del agua potable o para determinar el vapor o gas por millón de partes de aire contaminado.

Calcular los mg. de cloruro que se encuentra en una muestra de 2,5 litros de agua que contiene 6 ppm del ión cloruro. La densidad de la solución es 1 g/mL. Datos: solución 2,5 litros d= g/mL ; 6 ppm .

2,5 L

103 mL 1L

1g 1 mL

6 g Cl10 6 g

103 mg Cl1 g Cl-

= 15 mg Cl-

Taller Volumen soluto - Volumen solución. Soluciones PPM 1. 8 mL de etanol están contenidos en 90 mL de solución. ¿Qué porcentaje de volumen de alcohol contiene la solución? R = 8,89 mL sto C2 H5 OH

2. Se disuelven 5 gramos de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,84 g/mL en 70 gramos de agua. Calcule la composición porcentual en volumen. R = 3,74 mL H2 SO4 %

3. Con 140 mL de agua, ¿qué volumen de solución de ácido clorhídrico de densidad 1,175 g/mL y al 34 % en peso del ácido se podrá preparar? R = 180,53 mL sol. HCl

110

4. Se pasa amoníaco gaseoso por agua, formándose una solución con una densidad de 0,92 g/mL y que contiene 22 % en peso de amoníaco. Calcular la masa de amoníaco por mL de solución. R = 0,20 g NH3

5. Calcule las ppm de soluto en cada una de las siguientes soluciones, cuya densidad es de 1g/mL: a.- 120 mg. de iones magnesio en 600 mL de agua. d.- 150 mg de nitrato de sodio en 80 mL de agua. R = a) 200 g Mg2+; b) 141,30 g K1+; c) 8,33g Na1+ ; d) 1 875 g NaNO3.

7.- Elabore un mapa mental en www.examtime.com sobre las características y aplicaciones de las soluciones preparadas en unidades físicas. 3.11.2.- SOLUCIONES EXPRESADAS EN UNIDADES QUÍMICAS

Estados de la materia

6. Calcule la cantidad de mg. de soluto que se encuentran disueltos en las siguientes soluciones, cuya densidad es de 1 g/mL: a.- 2 litros de una muestra de agua que contiene 12 ppm de iones aluminio. b.- 6 litros de agua que contiene 70 ppm de ión fluoruro. c.- 10 litros de agua que tiene 8 ppm de ión calcio. R = a) 24 mg Al3+ ; b) 420 mgF 1-; c) 80 mg Ca2+

Se clasifican en molares, normales, molales, fracciones molares. A) Soluciones molares M Indican la concentración de los moles (n) de soluto incluidos en un litro de solución. Planteamiento general:

1 000 mL sol x mL sol

n sto x g sto

1M x M

La concentración se denomina molaridad ( M ). Para calcular la ( M ) se usa la fórmula:

Procedimiento 1:

n sto L sol

Ejemplo 1: Calcular la M de 5 gramos de HCl disueltos en 250 mL de solución. 1n HCl = 36,45 g Procedimiento 1: Fórmula M=

n sto L sol

5 g HCl

1nHCl = 0,137 n HCl 36,45 gHCl

0,137 n sto = 0,55 n sto o 0,5M 0,250L sol L sol

Procedimiento 2: Con factores de conversión. 1 000 mL sol

36,45 g sto

250 mL sol

5 g sto

1 000 mL sol

Soluciones unidades químicas (crucigrama)

5 g sto 250 mL sol

1M = 0,55 M HCl 36,45 g sto

111

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN 1M:

Ejemplo 2: Se desea preparar 750 mL de solución que contenga 20 gramos de NaCl. Determine la molaridad. Datos: 750 mL o 0,75 L. 20 g sto. 1n NaCl= 58,44 gramos M = x

Paso 1.- Se pesa el mol del soluto.

20 g NaCl

Procedimiento con la fórmula:

1n NaCl 58,44 g NaCl

= 0,342 n NaCl

0,342 n sto HCl = 0,46 M 0,75 L sol

Por factores de conversión: 1 000 mL sol 750 mL sol

58,44 g sto 20 g sto

1M xM

1 000 mL sol 20 g NaCl 1M = 0,46 M 750 mL sol 58,44 g NaCl

Estados de la materia

Ejemplo 3: Paso 2.- Se transfiere en un matraz aforado, que admite un volumen conocido.

¿Cuántos gramos de ZnCl2 se necesitan para preparar 250mL de solución de concentración 0,5 M? Datos.250mL sol. 0,5 M x masa de ZnCl2 1n ZnCl2 = 136,29 g

Procedimiento 1: Por regla de tres. 1 000 cm3 sol 250 cm3sol

136,29g ZnCl2 x ZnCl2

0,5 M =

250 cm3 sol x 136,29 g ZnCl2 x 0,5 M 1000 cm3 sol x 1M

Paso 3.- Se añade suficiente cantidad de agua para disolver el soluto y después se pone más agua hasta que la solución tenga el volumen de 1 litro.

= 17,04g ZnCl 2

Procedimiento 2: Por factores de conversión: 136,29g ZnCl2 0,5 M x = 17,04g ZnCl 3 2 1M 1000 cm sol

250 cm3 sol x Ejemplo 4:

Se dispone de 12 g CaCl2 de concentración 2 M. Halle el volumen de la solución. 1L

Paso 4.- El volumen indicado lo indica la marca de aforo del matraz. La solución se agita y se guarda en un recipiente rotulado. Se ha preparado la solución molar!

112

Datos.12 g CaCl2 sto. M = 2M V = x solución In CaCl2 = 110,98 g.

Procedimiento 1: Por regla de tres. 1000 cm3 sol x cm3 sol

110,98 g CaCl2

12 g CaCl2

1000cm 3 solx 12 g CaCl 2 x 1M 110,98 g CaCl2 x 2M

2M =

= 54,06 cm 3 sol

Procedimiento 2: Por factores de conversión: 12 g CaCl2 x

1000 cm3 1M x = 54,06 cm3 sol 110,98 CaCl2 2M

Ejemplo 4: 750 cm3 de solución contiene 94 % de H 2SO 4 en peso. La densidad de la solución es 1,84 g /mL . Calcular la Molaridad. Datos.V = 750 cm3 sol. 100 g. H2SO4 contiene 94 g. de H2SO4 sto. d= 1,84 g/mL de solución M : x Procedimiento 1: Determine el soluto de la solución utilizando la densidad y el %: 750 mL sol

94 g H2SO4 = 1297,2 g H2SO4 sto 100 g sol

1,84 g sol 1 mL sol

Desarrolle el ejercicio aplicando factores de conversión: 750 cm3 sol

98,02g H2SO4 1297,2 g H2SO4 1 000 cm3 sol

1M xM 1297,2g H2SO4 3

750cm sol

1M 98,02 g H2SO4

Estados de la materia

1000 cm3 sol

= 17,65 M

Taller Soluciones molares 1. Halle la molaridad de 1,6 litros de solución cuya concentración es 0,8 n de H2SO4.

2. Se requiere preparar 250 mL de solución que contenga 15 g de NaCl. ¿Cuál es su molaridad?

3. ¿Cuántos gramos de ZnCl2 se requiere para preparar 100 mL de solución de concentración 0,5 M?

R = 0,5 M

R = 1,03 M

R = 6,82 g ZnCl2

4. Se tiene una solución de 40 mL con una concentración 0,3 M. ¿Cuántos gramos de KClO3 son necesarios para preparar esta solución? R = 1,47 g KClO3

113

5. Se tiene 10 g. de NaCl de concentración 0,5 M. ¿Cuál será el volumen de la solución?

R = 342,23 mL sol.

6. Calcule la molaridad de una solución que contiene 0,03 moles de cloruro de amonio en 500 mL de solución.

Estados de la materia

7. Una solución acuosa de 0,5 litros contiene 30 % de HClO4con una densidad de 1,25 g/mL. ¿Cuál es la concentración molar?

R = 0,06 M

R = 3,74 M

B) Soluciones molares en reacciones químicas Si se conoce la molaridad de a solución, podemos calcular la cantidad de soluto que contiene un volumen determinado. Ejemplo 1: Calcular el número de: a.- moles y b.- masa de HNO3 en 300 mL de una solución 0,4 M de HNO3. Recuerde que 0,4 M HNO3 se lo expresa también como : 0,4 Respuesta a.300 mL

1L 1000 mL

mol HNO3 L

0,4 mol HNO3 1L

Respuesta b.300 mL

1L 1000 mL

0,4 mol HNO3 1L

= 0,12 mol HNO3

62,98g HNO3

7,56 g HNO3

1 mol HNO3

Ejemplo 2: Determine el volumen de una solución 0,6 M de H2SO4 para que reaccionen en su totalidad con 5 gramos de Na2CO3 de acuerdo a la siguiente ecuación balanceada: Datos.0,6 M 5 g sto

H2SO4 + Na2CO3

Na2SO4 + CO2

H2O

1n H2SO4 = 98,02 g 1n Na2CO3 = 105,96 g

Determine el volumen de H2SO4 , por factores de conversión: 5 g Na2CO3

114

1 n Na2CO3

105,96 g Na2CO3

1 n H2SO4

1nNa2CO3

1 000mL H2SO4 sol 0,6 nH2SO4

= 78,73mL H2SO4

Ejemplo 3: Determine el volumen de una solución 0,3 M de NaOH que se requiere para que reaccionen con 50 mL de una solución 0,6 M de H2SO4, de acuerdo a la siguiente ecuación balanceada: H2SO4 + 2 NaOH

Na2SO4 + 2H2O

Datos.50 mL sol. o 0,05 L sol. 0,3 M Na2CO3 o 0,6 M H2SO4

0,3 n L n o 0,6 H2SO4 L

Por factores de conversión: 0,05L sol H2SO4

0,6 nH2SO4

1 L sol H2SO4

2 n NaOH 1 n H2SO4

1L sol NaOH = 0,2 L sol NaOH 0,3n NaOH

Se requiere 0,2 L o 200 mL de solución de NaOH 0,2 M para que reaccione con 50 mL de solución 0,6 M de H2SO4.

Taller Soluciones Molares en reacciones químicas

Estados de la materia

Interpretación

1. Determine el número de moles y masa de ácido fosfórico en 220 mL de una solución 1,5 M de H3PO4. R = 0,33 n H3PO4; 32,32 g H3PO4

2. De la ecuación sin balancear : NaOH + H3PO4 Na3PO4 + H2O ¿ Cuál es el volumen de una solución 0,5 M de hidróxido de sodio que se requiere para que reaccione completamente con 3 gramos de ácido fosfórico ? R = 183,81 mL sol NaOH

3. ¿ Qué volumen de solución 0,4 M de sulfato cúprico, se puede preparar a partir de 5 gramos de CuSO4. 5H2O? R = 50,10 mL sol CuSO4

4. ¿ Cuál es el volumen de una solución 0,5 M de ácido sulfúrico que se requiere para que reaccione en su totalidad con 4 gramos de carbonato de sodio? La ecuación es : H2SO4 + Na2CO3 Na2SO4 + CO2 + H2O R = 75,5 mL sol

115

5. ¿ Qué volumen de solución de cloruro de zinc 1,2 M deberá prepararse, si se hace reaccionar 100 mL de solución de HCl 0,3 M con suficiente cantidad de zinc? R = 12,5 mL sol Zn Cl2

6. De la ecuación sin balancear: Ca (NO3)2 + Al (OH)3 Ca(OH)2 + Al (NO3)3 ¿Cuál es el volumen de una solución 1 molar de Ca(NO3)2 que se necesita para que reaccione completamente con 5 g de hidróxido de aluminio? R = 96,22 mL Ca(NO3)2

Estados de la materia

C) Soluciones normales

RECUERDA: Se caracterizan por disolver un equivalente gramo de soluto en un litro de solución: N = Eq.sto L sol

El equivalente gramo es el resultado de dividir el mol del soluto para el número de cargas del ión positivo o ión negativo, tomando en cuenta el subíndice. Ejemplos: Determine el equivalente gramo de las siguientes sustancias: Fe3+

55,85g

H2S

H2 = 2,00 g S = 32,06 g 34,06 g/mol

H3PO4

3 = 18,62 g / eq.

H3 = 3 g P = 30,97 g O4 = 63,96 g

Fe 2+

Al = 107,92 g C3 = 36,03 g O12 = 191,88 g

34,06 g = 17,03 g/eq 2

eq g =

97,93 g = 32,64 g/eq 3

eq g =

335,83 g = 27,99 g/eq 12

eq g =

94,93 g = 31,64 g/eq 3

335,83 g/mol

(PO 4 )3-

P = 30,97 g O4 = 63,96 g

2 = 27,93 g / eq.

eq g =

97,93 g/mol

Al43+ (CO4) 3

55,85g

94,93g/mol

Ejercicios de soluciones normales (N) La normalidad N puede calcular por diversos procedimientos: Utilizando el número equivalente sobre el volumen. N=

116

Número de equivalentes Volumen L

El equivalente se lo representa también como EQ.

Ejemplo 1: Se desea preparar 150 mL de solución que contenga 1,5 eq de Al(OH)3. EQ sto L sto

Procedimiento 1.- con la fórmula:N =

1,5 eq = 10N 0,15 L

Procedimiento 2.- Calcule la normalidad N a partir de la molaridad M con la fórmula: N = M x estado de oxidación El número de equivalente por litro, se determina al multiplicar la molaridad por su estado de oxidación principal. Ejemplo 2: La molaridad de una solución de H2SO4 es de 4,5 n/L. ¿ Cuál es su normalidad ? N = 4,5 M x 2 N = 9 eq/L Estados de la materia

Ejemplo 3: Un litro de solución contiene 2 eq de H2S. Hallar la Normalidad. Datos: V = 1 litro de solución eq. sto. = 2 eq. H2S N=x Procedimiento.- Por factores de conversión: 1 L sol. 1 L sol.

1 eq H2S 2 eq H2S

1N xN

1 Lsol

2eq sto 1Lsol

2eq sto 1N o = 1 L sol 1eq sto

Ejemplo 4: Se desea preparar 500 mL solución que contenga 20 g H3PO4 Hallar la Normalidad. Análisis previo: 1 000 mL solución

1 eq.g sto

1 eq. sto. H3PO4 transformar a gramos para concordar con el dato del problema: 1n H3PO4 Entonces:

97,93 g

1 000 mL sol.

eq g =

97,93 g = 32,64 g/eq 3

32,64 g H3PO4

Datos: Volumen = 500 mL sol. g. sto H3PO4 = 20 g H3PO4 eq.g : 32,64 g/ eq.sto H3PO4 Procedimiento.- Por factores de conversión:

1 000 mL sol

1 000 mL sol 500 mL sol 20g H3PO4 500 mL sol

32,64 gsto 20 gsto

1N xN

1N = 1,23 N 32,64 g H3PO4

117

Ejemplo 5:

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR

¡Las soluciones en todo!

Se desea preparar 250 cm3 de solución de concentración 1,5 N. ¿Qué cantidad de H2CO3 se requerirá? Datos: V soluto = 250 cm3 Concentración = 1,5 N x g sto

Estados de la materia

EQ H2CO3 = Se utiliza en todo tiempo y lugar. Para preparar una solución se debe mezclar dos o más sustancias y obtener un todo homogeneo; esto sucede cuando se prepara una gelatina o una bebida en polvo, cuando se disuelve la pintura para embellecer la casa, cuando se deja la ropa en jabón primero disuelve el detergente y el blanqueador, cuando se diluye un medicamento que está en disolución o para aplicar en inyecciones.

61,98 30,99 g 2

Procedimiento: Por factores de conversión: 1 000 mL sol 250 mL sol 250 cm3 sol

30,99 g sto x g sto

1N 1,5 N

30,99g H2CO3 1,5 N = 11,62g H2CO3 3 1N 1000 cm sol

Ejemplo 6: Se desea preparar 250 cc sol. al 10% de H2SO4 y de densidad 1,84 g/cc. Calcule la concentración N Datos: 250 cc sol. %: 100 g sol, contiene 10 g H2SO4 d= 1,84 g/mL N= x

eq g sto =

98,02 g 2

49,01

g eq H2SO4

Determine el 10 % de 250 cc de solución, utilizando la densidad. 250 cc sol

1,84 g sol 1 cc sol

10 g sto H2SO4 = 46g H2SO4 100 gsol

Interpretación: 250 cc de solución contiene 46 g H2SO4; con este dato calculamos la normalidad utilizando los factores de conversión: 1 000 cc sol. 250 cc sol. 1 000 cc sol

118

49,01 g sto 46 g sto 46g H2SO4 250 cc sol

1N xN 1N = 3,75 N 49,01g H2SO4

Taller Soluciones normales 1. Se requiere preparar 600 mL de solución que contenga 1,5 equivalentes de ácido carbónico. ¿Cuál será su normalidad ? R = 2,5 N

3. ¿Con qué cantidad de hidróxido de sodio debe preparar 50 mL de solución con una concentración 1,5 N?

R = 0,15 N

R = 3 gNaOH

4. Se requiere preparar 120 mL de solución con una concentración 0,5 N. ¿Cuántos gramos necesita de cloruro férrico? R = 3,24 g FeCl3

5. Se tiene una solución de 2 g de nitrato de potasio 1,5 N. ¿Cuál es el volumen de la solución ?

Estados de la materia

2. ¿Cuál es la normalidad de una solución de 0,9 litros que contiene 20 gramos de dicromato de potasio ?

R = 13,19 mL sol.

6. Se requiere preparar 150 mL de solución al 15 % de ácido nítrico diluido y de densidad 1,11 g/mL . Determine la concentración N . R = 2,64 N

D) Soluciones molales ( m ) Indican la concentración en moles (n) de soluto por kilogramo de disolvente (dte), que generalmente es el agua. 1 Kg dte 1 n sto 1m El planteamiento es el siguiente: x Kg dte x n sto xm También se utiliza la fórmula:

m =

moles de soluto Kg disolvente

¡Recuerde que la solución (sol.) corresponde a la suma del disolvente (dte) + el soluto (sto) !. Sol = dte. + sto.

119

Ejemplo 1: ¿Cuál es la concentración molal (m) de 20 g NaCl que se disuelve en 300 g H2O? Datos: m=x sto = 20 g NaCl

20g sto NaCl x

dte = 300 g H2O o 0,3 Kg

1 n NaCl = 0,342 n 58,44g sto NaCl

1n NaCl = 58,44 g

Procedimiento: con la fórmula m =

moles de soluto

m =

Kg disolvente

0,342 n = 1,14 m 0,3 Kg

Estados de la materia

Procedimiento: Por factores de conversión: 1 000 g dte 300g dte 1 000 g dte

58,44 g sto 20 g sto

20g sto NaCl 300g dte

1m xm

1m = 1,14 molal 58,44g sto NaCl

Ejemplo 2: Se dispone de 8 g de CaCl2 y se desea preparar una solución de concentración 0,5 molal. ¿Qué cantidad de agua se necesitará?, ¿Cuál es el volumen de la solución? Datos:

Procedimiento: 1 000 g H2O x g H2O dte

8 g CaCl2 0,5 m

x g H2O

8 g sto

1 n CaCl2 = 166/mL

110,48 g sto 8 g sto

1m 0,5 m

1 000 g H2O 1m = 144,17 g H2O 110,98 g sto 0,5 m

Sol = dte. + sto.

Sol = 144,17 g dte + 8 g sto = 152,17 g sol

Ejemplo 3: Se dispone 50 g de H2O que se mezcla con Kl 2,5 molal. Calcular el volumen de la solución si la densidad es 1,17g/mL de la solución. Datos: Cálculo de gramos soluto: 50 g H2O 1 000 g H2O 166 g Kl 1m 2,5 molal Kl 50 g H2O x g Kl 2,5m V = x mL ? d = 1,17 g/mL 166 g Kl 50 g dte 2,5 m 1n Kl = 166 g = 20,75 g Kl 1 000g dte 1m Cálculo de gramos solución: Sol = dte + sto:

120

Sol = 50g dte + 20,75 g sto

Solución = 70,75 g

Para calcular el volumen, se utiliza la densidad de la solución: 70,75 g sol 1 mL sol = 60,47 mL sol 1,17 g sol Ejemplo 4: ¿Cuántos g de FeCl3 serán necesarios para preparar una solución 2,5 molal con 750 g H2O? ¿Qué cantidad de solución se formará? Datos:

Procedimiento: Por factores de conversión. 1 000 g g dte 750 g dte

Disolvente = 750 g Concentración = 2,5 m.

750 g dte

1 n FeCl3 = 162,2 g.

162,2 g sto x g sto

1m 2,5 m

2,5 m 162,2 g sto = 304,13 g sto 1m 1 000 g dte sol = dte + sto sol = 750 g H2O + 304,13 g sto sol = 1054,13 g

E) Fracciones molares (fm) Corresponden al número de moles de soluto y moles de disolvente que se encuentran en un mol de solución.

Estados de la materia

g sto. FeCl3 = x

Ejemplo 1: En 320 g de solución se disuelven 20 g NaCl. Hallar las fracciones molares de disolvente y soluto. Datos: 320 g sol.

Cálculo de n dte. y n sto:

20 g sto. NaCl

n dte:

300 g dte. H2O fm sto = x

n sto:

fm dte = x

300g dte H2O 17,99 g H2O

20g NaCl 58,44 g NaCl

= 16,68 n dte = 0,34 n sto

1 n sol = 17,02 n sol Cálculo de fm sto. y fm dte:

1 n sol

16,68 n H2O 17,02 n sol

= 0,98 fm dte

1 n sol

0,34 n sto 17,02 n sol

= 0,02 fm sto

fm =

fm sto + dte = 1

fm =

0,02 + 0,98 = 1

Ejemplo 2: Determine la fm de una solución 1 molal. m=

1 n sto Kg dte

Cálculo de moles de solución: recuerde que el disolvente es el agua.

121

1 000 g dte

1 n dte = 55,59 n dte 17,99 g dte

n sol = 1 n sto + 55,59 n dte n sol = 56,59 n sol

Para calcular las fracciones molares inicie con 1 n de solución: 1 n sol

1 n sol

1 n sto = 0,02 fm sto 56,59 n sol

55,59 n dte = 0,98 fm dte 56,59 n sol

fm = fm sto + dte = 1 fm =

0,02 + 0,98 = 1

Estados de la materia

F) Cálculo de mili moles y mili equivalentes RECUERDA: Las milimoles corresponden al número de moles multiplicado por mil y el número de miliequivalentes es el número de equivalentes multiplicados por mil.

Ejemplo 1: ¿Cuántas milimoles están contenidos en 2 moles de HCl ? 1 000 m n HCl = 2 000 m n HCl 1 n HCl

2 n HCl

¿Cuántos miliequivalentes contienen tres equivalentes de ácido fosfórico? 3 EQ H3PO4

1 000 m eq H3PO4 1 EQ H3PO4

= 3 000 m eq H3PO4

Ejemplo 2: Encontrar las milimoles y miliequivalentes que hay en 300 g de sol. que contienen 12 g de ZnCl2 Cálculo de moles de ZnCl2:

12 g ZnCl2

Con este dato calcule los m n: 0,09 n ZnCl2 Cálculo los m eq: 12 g ZnCl2

1 n ZnCl2

1 n ZnCl2 = 0,09 n ZnCl2 136,29 g ZnCl2 1 000 m moles = 90 m n ZnCl2 1 n ZnCl2

136,29 g ZnCl2

2 EQ 1 n ZnCl2

1 000 m eq = 176,1 m eq 1 EQ

Ejemplo 3: ¿Cuántos miliequivalentes de H2SO4 hay en 2 mL de solución 15 N? 15 N significa que en 1L de solución hay 15 equivalentes; es decir 15 000 miliequivalentes. 2 mL sol

15 000 miliequivaletes = 30 miliequivaletes 1 000 mL sol

Ejemplo 4: ¿ Cuántos miliequivalentes hay en 50 mL sol. 0,25 N ? 0,25 N significa que en 1 000 mL sol. hay 250 m eq. 50 mL sol

122

250 m eq = 12,5 m eq 1 000 mL sol

Ejemplo 5: Problema variado: Se desea preparar 500 mL de solución de H3PO4 que contiene 80 g de H3PO4. La densidad de la solución es 1,74 g/mol Calcular:

a.- % en peso b.- La Molaridad c.- Normalidad

d.- Molalidad e.- milimoles

f.- miliequivalentes g.- fracciones molares.

a.- % en peso. Hallar la masa de la solución:

m = v x m = 500 mL sol. x 1,74 g/mL m = 870 g solución.

Hallar el % de soluto que hay en 100 g solución: 870 g sol

1 000 cm3 sol

b.- La Molaridad

500 cm3 sol

97,93g H3PO4

80g H3PO4

80 g H3PO4

1 000 cm3 sol

500 cm3 sol

c.- La Normalidad:

= 9,20g H3PO4%

1M = 1,63 M 97,93 g H3PO4

Estados de la materia

80g H3PO4

100g sol

N = molaridad x estado de oxidación positivo de compuesto. N= M x V N = 1,63 x 3 (H3PO4) N = 4,89 eq/L solución

d.- Molalidad:

Masa de solución = 870 g m sto = 80 g m de dte: x

dte = sol - sto dte = 870g - 80 g dte = 790 g H2O

e.- Milimoles: Inicie transformando los 80 g de H3PO4 a moles: 80 g de H3PO4 Cálculo de los milimoles (mn) 0,82 n H3PO4

1 n H3PO4

97,93g H3PO4 1 000 mn H3PO4 1 n H3PO4

= 0,82 n H3PO4

= 820 mn H3PO4

f.- Cálculo de los miliequivalentes: Calcular el número número de equivalentes: 80 g H3PO4 Cálculo de los miliequivalentes 2,45 eq H3PO4

3 eq = 2,45 eq H3PO4 97,93g H3PO4 1 000 m eq H3PO4 1 eq H3PO4

= 2 450 meq H3PO4

123

g.- Cálculo de las fracciones molares. Calcular el número de moles de sto y dte. 790 g dte 1 n dte n sto = 0,82 n H3PO4 n dte : = 43,91 n dte 17,99 g dte n sto 0,82 n H3PO4 fm sto: = = R = 0,02 fm sto n sol 44,73 n sol fm dte:

n dte = n sol

43,91n dte = 0,98 fm 44,73 n sol

Sumadas las fracciones molares dan un total de: fm = 0,02 + 0,98 = 1

Taller Soluciones molales, Fracciones Molares

Estados de la materia

1. ¿Cuál es la concentración molal de 5 g de NaCl que se disuelve en 90 g de agua?

2. 8 gramos de clorato de potasio se disuelven en 100 g de agua ¿Cuál es la concentración molal?

R = 0,95 m

R = 0,65 m

3. ¿Cuántos g de nitrato de calcio se mezclarán con 250 g H2O de concentración 1,5 m. Hallar el volumen de la solución si la densidad es 2,5 g/mL R = a.- 61,52 g Ca (NO3)2 sto. b.- 124,61 mL sol.

4. ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio serán necesarios para mezclar 150 cm3 de disolvente con una densidad de 1,90 g/mL y una concentración 0,5 molal de hidróxido de potasio? R = 7,99 g sto KOH

5. La densidad del NH3 es de 0,90 g / mL. Calcular el volumen de NH3 que se requiere para mezclar 200 g de agua, con una concentracion 0,4 m. R = 223,73 mL NH3

124

6. Determine las fracciones molares de 150 g de disolvente que se mezcla con 10 g de soluto de cloruro de sodio. R = 0,98 fm H2O 0,02 fm NaCl

8. Determine el número de miliequivalentes de ácido fosfórico que hay en 5 mL de una solución 2 N.

R = 2 500 m n H2SO4

R = 10 m eq H3PO4

10. Problema variado: Se necesita preparar 500 mL de solución de ácido nítrico que contiene 50 g de éste ácido. La densidad de la solución es 1,1 g/mL. Calcular: a.- % en peso, b.- molaridad, c.- normalidad, d.-molalidad, e.- milimoles, f.- miliequivalentes, g.- fracciones molares. a. 8,93 g HNO3 % e. 795 m n HNO3 b. 1,59 M f. 795 m eq HNO3 c. 1,59 N g. 0,97 n dte. y 0,03 n sto. d. 1,56 m

Estados de la materia

7. ¿Cuántos milimoles están contenidos en 2,5 moles de ácido sulfúrico?

11.- Efectúe un crucigrama en www.educaplay.com sobre los conceptos de preparación de soluciones en unidades químicas.

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR ¿Calores en las soluciones? Cuando las personas hacen deporte, frecuentemente sufren lesiones. Éstas son tratadas con bolsas calientes o frías que contienen solutos disueltos en el agua y que ayudan a desinflamar las mismas. En el caso de una bolsa caliente, el soluto que se utilizan es el cloruro de calcio se disuelve de manera isotérmica; pero cuando las bolsas son frías, el soluto que frecuentemente se utiliza es el nitrato de amonio, se disuelve mediante un proceso endotérmico.

125

3.12.-

NEUTRALIZACIONES

3.12.1.- DILUCIÓN DE SOLUCIONES Son procedimientos que se siguen para preparar soluciones de menor concentración a partir de otras, de mayor concentración. V1 C1 = V2 C2

Se calcula con la fórmula: Ejemplo 1:

Se desea preparar 1 litro de una solución 0,4M de KMnO4 a partir de una solución 1 M. Datos:

V1 = x mL

V2 = 1 L solución

C1 = 1 M

C2 = 0,4 M

Estados de la materia

Fórmula: V1 x C1

V2 x C2 ; despejando V1 :

V2 x C2

V1 =

1 000 mL x 0,4 M 1M

V1 =

V1 = 400 mL KMnO4

Interpretación: Para preparar la dilución se deberá utilizar 400 mL de la solución de 1 litro 0,4 M y añadir agua suficiente para completar un litro. Ejemplo 2: Describa cómo prepararía 500 mL de una solución 1,75 M de H2SO4 a partir de una solución concentrada de H2SO4 8,61 M . Datos: V = x mL solución 1 C1 = 8,61 M

V2 = 500 mL solución C2 = 1,75 M

Procedimiento: V1 x C1 =

V2 x C2

V1 =

V2 x C2

V1 =

500 mL x 1,75 M 8,61M

V1 = 101,63mL sol H2SO4

Interpretación: Para hacer la dilución se toma 101,63 mL de los 500 mL de solución 1,75 M y se añade suficiente cantidad de agua hasta completar 500 mL. Ejemplo 3: ¿Cómo prepararía 200 mL de disolución 0,866 M de NaOH, a partir de una disolución concentrada 5,07M ? Datos: V1 = x mL solución V2 = 200 mL solución C1 = 5,07 M C2 = 0,866 M Procedimiento: V1 =

126

V1 x C1

V2 x C2 C1

= V2 x C2

200 mL x 0,866M = 34,16mL Na OH 5,07M

Interpretación: Para realizar la dilución, se debe tomar 34,16 mL de la solución concentrada conocida y añadir agua hasta completar los 200 mL.

Ejemplo 4: ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico se necesita para preparar 500 cm3 de solución 0,5 N? ¿Qué volumen de ácido sulfúrico hay que diluir para que la solución tenga una concentración 2,5 N? Datos: V1 = 500 cm3 C1 = 0,5 N EQ = 49,01 g H2SO4 Solución a:

V2 = x C2 = 2,5 N x = H2SO4

1 000 cm3 sol 500 cm

500 cm3 sol

sol

49,01 H2SO4

x g H2SO4

0,5 N

49,01 H2SO4 0,5 N = 12,25 g H2SO4 3 1N 1 000 cm sol

Fórmula: V1 C1 = V2 C2

Solución b: V2 =

Estados de la materia

Interpretación: Para que la solución sea de 500 mL 0,5 N, se necesita 12,25 gramos de ácido sulfúrico.

V1 C1 C2

V2 =

500 cm3 x 0,5 N = 100 cm3 H2SO4 2,5 N

Interpretación: Se requiere utilizar 100 cm 3 de solución 0,5 N de ácido sulfúrico y añadir suficiente volumen de disolvente hasta ajustar los 500 cm 3 de solución.

Taller Dilución de soluciones 1. Se desea preparar 1L de solución 0,6 M de ácido sulfúrico a partir de una solución 1 M del mismo ácido.

R = 0,6 L

2. Prepare 200 mL de una solución 0,4 M de HCl a partir de una solución 2 M de HCl.

R = 40 mL

3. ¿Cómo prepararía 100 mL de disolución 1,3 M de HNO3 a partir de una solución concentrada de HNO3 3 M? R = 43,33 mL

127

4. ¿Qué cantidad de ácido nítrico se requiere para preparar 800 mL de solución 2 N? ¿Cuánto hay que diluir al ácido nítrico para que la solución tenga una concentración 1,5 N? R = 100,77 g HNO3 ; 1066,67 mL sol.

Estados de la materia

5. ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico se necesita para obtener 300 mL de solución 0,4 N? ¿Cuánto habrá que diluirle al ácido clorhídrico para que la concentración de la solución sea 1,5 N? R = 4,37 g HCl; 80 mL sol.

3.12.2.- NEUTRALIZACIÓN - TITULACIÓN

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR Medición del pH con papeles indicadores

Por lo general, las reacciones ácido base suceden en solución acuosa y es esencial identificar las concentraciones de las soluciones implicadas. El concepto titulación se aplica para métodos de neutralización de un ácido con una base; y, el proceso para conocer la molaridad de un ácido o una base por medio de una reacción ácido base se conoce como titulación ácido-base. El momento en que una titulación termina se denomina punto final de la titulación. Para ello, se utiliza un indicador, el mismo que es una sustancia que tiene la particularidad de cambiar de coloración de acuerdo al pH del medio en que se encuentre.

128

Los indicadores son sustancias ácidas o básicas de estructura compleja y varían de color: si el compuesto es un ácido la solución es roja y el pH puede variar de 1 a 6; si la solución no cambia de color y el pH fluctúa en un valor de 7, es una sal; si la solución cambia a un color azul, se trata de compuestos básicos y el pH puede variar de 8 a 14.

Conforme se añade el ácido de concentración conocida, llegará un instante en que la solución analizada (y que contiene la base y el indicador) cambia de color, proceso que ocurre en el punto final de la titulación. Con un pH mayor a 9, la solución toma una coloración azul. Con un pH igual a 7 la solución es amarilla. Con un pH mayor a 1 la solución es roja.

Ejemplo 1 Para neutralizar 40 mL de solución de H2SO4 de concentración desconocida se utiliza 30 mL de solución 1N de NaOH. ¿Cuál es la concentración de H2SO4? Datos:

V2 = 40 mL C2 = x N C2 =

V1 = 30 mL C1 =1 N V1 x C1

30mL x 1N = 0,75 N 40mL

Ejemplo 2:

Datos: V = 50 mL H SO 1 2 4 C1 = 0,5 N V2 =

V1 x C1 C2

V2 = x mL C2 = 1,6 N NaOH =

50 mL NaOH x 0,5 N = 15,62 mL sol NaOH 1,6 N

Estados de la materia

50 mL de una solución 0,5 N son neutralizados con una solución 1,6 N de NaOH. ¿ Qué volumen de solución de NaOH se requerirá para la titulación ?

Ejemplo 3: En un operación de titulación se utilizó una solución de 17 mL de NaOH de concentración 0,4 N. Determine la concentración del HBr si se preparan 30 mL de solución. Datos: V = 17 mL NaOH 1

V2 = 30 mL HBr

V1 x C1 = V2 x C2

C2 =

C1 = 0,4 N

C2 = x N

V1 x C1 V2

C2 =

17 mL x 0,4 N = 0,23 N de HBr 30 mL

Ejemplo 4: Se valoran 120 mL de solución de HCl empleando 40 mL de solución de KOH de concentración 1,5 N. Hallar la concentración: a.- normal de la solución de HCl, Datos: V = 40 mL sol KOH 1 C1 = 1,5 N

Solución a: C2 =

V1 x C1 V2

b.- concentración en g/L de la solución de HCl. V2 = 120 mL HCl

V1 x C1 = V2 x C2

C2 = x N

C2 =

40 mL x 1,5 N = 0,5 N de HCl 120 mL

129

Solución b: Recuerde que la Normalidad se lo expresa en eq/L : eq HCl=

36,45 g 1

= 36,45 g /eq

0,5 N HCl

1 n HCl 1 N HCl

36,45g HCl = 18,24g HCl 1 n HCl

Interpretación: 1 litro de solución de ácido clorhídrico contiene 18,24 g de HCl. Titulación del HCl con el NaOH a.

La bureta contiene una solución de hidróxido de sodio y se deja caer gota a gota al matraz que contiene una dilución de HCl con el indicador de fenolftaleína. a. La dilución es incolora, antes del punto final de la titulación. b. Cuando se acerca al punto final de la titulación, la dilución se torna de un color rosado pálido.

Estados de la materia

c. Al final de la titulación la dilución se torna de un color rosado intenso.

Taller Titulación de soluciones 1. 300 mL de una solución de ácido fosfórico 0,5 N son neutralizados con un volumen de hidróxido de sodio 0,8 N. Calcular el volumen de mL de NaOH neutralizados. R = 187,5 mL NaOH

2. Calcule el volumen en mL de una disolución 1,4 M de NaOH requerido para titular las siguientes disoluciones: a.- 20mL de una disolución 2,4 M de HCl R = 34,29 mL sol.

b. 20mL de una disolución 4,5 M de H2SO4

c. 20mL de una disolución 1,5 M de H3PO4

130

R = 64,29 mL sol.

R = 21,43 mL sol. NaOH

3.- Efectúe un videoquiz en www.educaplay.com sobre la neutralización - titulación de las soluciones.

3.12.3.- PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES Son aquellas que dependen sólo de la cantidad de soluto que se encuentran en la solución y no se evaporan de ésta; es el caso del azúcar de mesa C12H22O11, dextrosa o glucosa C6H12O6, etilén glicol C2H6O2 y urea CH4N2O, benceno C6H6, entre los principales. Son las siguientes: A) Elevación del punto de ebullición El punto de ebullición del agua de mar, o de una solución de azúcar, es superior al punto de ebullición del agua pura. Ejemplo: al mezclar en un Kg de agua, un mol de azúcar va a hierve a 100,52 °C en lugar de 100 °C: quiere decir que al disolver el soluto permite que se eleve el punto de ebullición de la solución.

Constantes molales de elevación del punto de ebullición y descenso del punto de congelación del agua y benceno.

Disolvente

Punto de ebullición Normal (ºC)

Agua Benceno

Ke (ºC/m)

Punto de congelación (ºC)

Kf (ºC/m)

100,00

0,52

0,00

1,86

80,10

2,53

5,50

5,12

Estados de la materia

La elevación del punto de ebullición está relacionada con la molalidad de la solución m y la constante molal de elevación del punto de ebullición del solvente Ke.

La constante de ebullición (Ke) equivale a °C/ m. En el caso del agua es 0,52 °C/m significa que una solución 1 m hierve a 100,52 °C por encima del punto de ebullición normal de agua pura que es de 100 °C a nivel del mar. Para calcular la elevación del punto de ebullición se usa la fórmula: Te = m x Ke Te = punto de ebullición m = molalidad Ke = constante molal del punto de ebullición del solvente. Ejemplo 1: Calcular el punto de ebullición (a una atmósfera), en °C de una solución acuosa de azúcar de mesa C12H22O11 2 m. Datos: m = 2m Te = m x Ke

Ke = 0,52°C

Te = 2 m x

Te = ?

0,52 ºC = 1,04 ºC 1m

Te = 100 ºC + +1,04 ºC = 101,04 ºC

131

Ejemplo 2: Calcular el punto de ebullición (a una atmósfera), en °C de una solución acuosa que contiene 6 gramos de sacarosa C12H22O11 en 90 gramos de agua. Datos: 6 g sto

Determinación de la molalidad: 90 g dte

1n C12H22O11 = 342,01 g

1 000 g dte

342,01 g sto.

90 g dte

6 g sto.

Te = ?

1 000 g H2O

6 g C12H22O11

1m C12H22O11

90 g H2O

342,01 g C12H22O11

Estados de la materia

Con este dato, procedemos a calcular el punto de ebullición: Te = 0,20 m x

0,52 ºC = 0,10 ºC 1m

= 0,20 m

Te = m x Ke

Te = 100 ºC + 0,10 ºC = 100,1 ºC

B) Abatimiento del punto de congelación El agua de mar no se congela hasta hacerse sólida cuando la temperatura se encuentra a 0° C, de igual manera con una solución azucarada, en cambio, estas disoluciones se congelan a una temperatura inferior a la del agua pura. Así, una disolución de un mol de sacarosa en 1 000 gramos de agua se congela a -1,86° C en lugar de 0° C que se observa en el agua pura. El soluto disuelto reduce en punto de congelación de la disolución. De la misma forma con que se calcula el aumento del punto de ebullición se puede calcular el abatimiento de una solución, usando la fórmula: Tf = punto de congelación

Tf = m x Kf

m = molalidad Kf = constante molal del punto de congelación del solvente. Ejemplo 1: Calcule el punto de congelación en °C de una solución que contiene 3 gramos de sacarosa C12H22O11 en 40 gramos de agua. Datos: 3 g sto

40 g dte

1n = C12H22O11 = 342,01 g Kf= 1,86 °C/m

132

Determinación de la molalidad: 1 000 g dte 40 g dte 1 000 g H2O

342,01 g sto.

3 g sto.

3 g C12H22O11

1m C12H22O11

40 g H2O

342,01 g C12H22O11

= 0,22 m

Con este dato, procedemos a calcular el punto de congelación: 1,86 ºC Tf = m x Kf = 0,41 ºC Tf = 0,22 m x Te = 0 ºC - 0,41 ºC = 0,41 ºC 1m

LA QUÍMICA PARA EL BUEN VIVIR Descongelamiento de aviones

Ejemplo 2:

Datos: 5 g sto

Inicie calculando la molalidad del nitrobenceno: 1 000 g dte

120 g dte

1n = C6H5O2 = 123,05 g Kf= 5,12 °C/m 1 000 g H2O

5 g C 6 H 5O2

1m C6H5O2

120 g H2O

123,05 g C6H5O2

= 0,34 m

Con este dato, procedemos a calcular el punto de congelación: Tf = m x Kf

123,05 g sto 5 g sto

1m xm

La depresión del punto de congelación es usado para el deshielo de los aviones donde generalmente se utiliza el etilenglicol como soluto. Una solución siempre tendrá un punto de congelación menor que el disolvente puro y dependerá de la concentración del soluto que se utilice, entonces la solución acuosa tendrá un punto de congelación menor a 0 ºC. El etilenglicol disuelve el agua del hielo y forma una solución que tiene un punto de congelación menor que de el agua pura.

5,12 ºC = 1,74 ºC Tf = 0,34 m x 1m Te = 5,50 ºC - 1,74 ºC = 3,76 ºC

Estados de la materia

Calcular el punto de congelación en °C de una solución que contiene 5 gramos de nitrobenceno C 6 H 5 NO 2 en 120 g de benceno.

Taller Resuelva los ejercicios de las propiedades coligativas de las soluciones 1. Calcule el punto de ebullición (a 1 atm) y el punto de congelación en ºC de una solución acuosa de glucosa C6H12O6 1,85 m. R = 100,96 ºC; -3,44 ºC

2. Calcule el punto de ebullición (a 1 atm) y el punto de congelación en ºC de una solución de glicerol C3H8O3 que contiene 7,65 g de este compuesto en 125 g de agua. R = 100,35 ºC; -1,24 ºC

133

3. Calcule el punto de ebullición (a 1 atm) y el punto de congelación en ºC de una solución acuosa de urea CH4N2O 0,8 m. R = 100,42 ºC; -1,49 ºC

4. Calcule el punto de ebullición (a 1 atm) y el punto de congelación en ºC de una solución acuosa de urea que contiene 8,50 g de urea CH4N2O en 200 g de agua. R = 100,37 ºC; -1,32 ºC

Estados de la materia

V I S IT EM O S E L L A B O R AT O R IO Tema 1.- Preparación de soluciones en unidades físicas. Objetivo: Preparar soluciones empíricas con diferentes concentraciones. Fundamentación teórica: Investigue 1. ¿Qué características tienen las solución expresadas en unidades físicas? 2. Escriba 2 ejemplos de soluciones que se prepara en casa. 3. ¿Qué significa valorar una solución? Materiales: vaso de precipitación de 250 mL. Varilla de agitación. Pipeta. Espátula. Balanza. Probeta.

Reactivos: cloruro de sodio. Alcohol etílico. Azúcar de mesa. Agua.

Procedimiento 1: Prepare una solución de cloruro de sodio al 5%: a. En una balanza pese 5 gramos de NaCl. b. En un vaso de precipitación disuelva en una pequeña cantidad de agua los 5 gramos de sal. c. Añada agua hasta completar el volumen de 100 mL de solución. d. Calcule la cantidad de soluto al 3%: 200mL sol x = e. La cantidad obtenida disuelva en un poco de agua. Aumente más agua hasta completar el volumen de 200 mL de solución de NaCl.

134

Procedimiento 2: prepare 150 mL de solución de azúcar de mesa al 3% y con una densidad de 1,59 g/mL. a. Con el valor de la densidad transforme los 150 mL de solución a gramos: 150 mL sol x

b. Usando el porcentaje determine la composición de soluto en los 238,5 gramos de solución: 238,5 g sol x

= 7,16g sto azúcar

c. Pese los 7,16 gramos de azúcar de mesa y disuelva poco a poco en agua hasta completar el volumen de 150 mL de solución. OBSERVACIONES:

Tema 2.- Preparación de soluciones molares.

Estados de la materia

CONCLUSIONES:

Objetivo: Determinar el procedimiento para preparar soluciones molares. Fundamentación teórica: Investigue 1. ¿Qué característica tienen las soluciones? 2. ¿Por qué se dice que la solución es una mezcla homogénea? Materiales: Balanza analítica, Espátula, 2 vasos de 250 mL, Matraz aforado, Pipeta, Varilla de agitación.

Reactivos: Solución de hidróxido de sodio, Agua.

Procedimiento: 1. Determine el peso molecular del compuesto. 1 n NaOH = 40g/mol. 2. Determine la cantidad de NaOH que se necesitará para preparar 100 mL de solución 0,5 M. Planteamiento: 1000 mL sol.

40g NaOH

100 mL sol.

x g NaOH

0,5 M = 2 g NaOH

135

3. Luego, en el vaso de precipitación, coloque los dos gramos de NaOH y disuelva en una pequeña cantidad de agua. 4. Una vez disuelta esta cantidad, trasvase al matraz aforado de 100 mL y continúe agitando. 5. Con la ayuda de una pipeta, agregue más agua. 6. Finalmente, gota a gota, añada agua hasta que el menisco superior del agua, llegue a la línea de aforo. La solución obtenida, corresponde a las especificaciones del problema. OBSERVACIONES:

Estados de la materia

CONCLUSIONES

Tema 3.- Preparación de soluciones normales. Objetivo: Determinar el procedimiento para preparar soluciones normales. Fundamentación teórica: Investigue 1. Defina lo que es una solución normal. 2. ¿Qué significa equivalente gramo? Ejemplo. 3. Establezca la diferencia entre solución 1 M de ácido sulfúrico y una 1N del mismo compuesto. 4. ¿Cuándo una solución normal es equivalente a una solución molar? Materiales: Dos vasos de precipitación, Un matraz aforado, Balanza analítica, Vaso de precipitación de 250 mL, Pipeta, Varilla de agitación.

Reactivos: Solución H2SO4 Agua

Procedimiento: 1. Prepare 250 mL de solución al 98 % de H2SO4 de densidad 1,84 g/mL con una concentración de 1,5 N. 2. Determine el peso molecular del H2SO4:

136

1n H2SO4 : 98,02 g/mol

3. Determine el equivalente gramo (EQ.) dividiendo el mol para el número de hidrógenos del ácido: 98,02 = 49/EQ EQ = 2 4. Determine la cantidad de H2SO4 conociendo la concentración normal (N ): 1 000 mL sol

49,01g H2SO4

250 mL sol

x gsto

1N 1,5 N = 18,4g sto H2SO4

5. Determine el volumen de ácido sulfúrico al 98 %; usando la densidad: 18,4g H2SO4(p)

100 gH2SO4 (m) 98 g H2SO4 (p)

1 mL H2SO4

1,84 gH2SO4

= 10,2 mL H2SO4

7. Con una pipeta añada una pequeña cantidad de agua, procurando que el líquido se desplace por el borde del vaso. 8. Trasvase al matraz aforado, y con una pipeta continúe añadiendo la cantidad de agua que se requiere hasta llegar a la línea de aforo, que es 250 mL. 9. La solución obtenida corresponde a las especificaciones del problema. OBSERVACIONES:

Estados de la materia

6. En el vaso de precipitación coloque los 10,2 mL de H2SO4 (aceite de vitrilo).

CONCLUSIONES

TALLER DE EVALUACIÓN POR DESTREZAS Los estados de la materia, propiedades y comportamiento

1 AUTOEVALUACIÓN: (me evalúo) Conteste las siguientes interrogaciones 1.- ¿Cuál es la característica de las soluciones? 2.- ¿Por qué a las soluciones se les conoce como sistemas homogéneos? 3.- Enumere dos disolventes orgánicos. 4.- ¿Por qué el jabón no se disuelve en agua salada? 5.- Enumere dos disolventes inorgánicos. 6.- ¿Qué sustancia disuelve al Au y metales preciosos? 7.- Indique si el azúcar se disuelve en el ácido cítrico.

137

2 COEVALUACIÓN (nos evaluamos) Forme grupos de 3 estudiantes y resuelva los siguientes ejercicios: 1.- Calcule la cantidad de de fosfato de sodio que está contenido en 250 gramos de solución al 15 % de fosfato de sodio. R = 37,5 g Na3PO4 2.- Qué cantidad de solución se podrá preparar con 12 gramos de fosfato de sodio al 15% . R = 80 g sol. 3.- En una solución de 120 gramos, están contenidos 5 gramos de nitrato de calcio. Determine la concentración en % en peso. R = 4,17 g % Ca (NO3)2 4.- Con 20 gramos de sulfato de sodio, prepare una solución al 8 %

R = 250 g sol Na2SO4

5.- Prepare una solución de 60 gramos de bicarbonato de sodio al 8%. ¿Cuántos gramos de sodio estarán contenidos en esta solución? R = 4,8 g NaHCO3 1,31g Na 6.- Con 5 g HNO3 , prepare una solución al 6 %. La densidad de la sol. es 1,77 g/mL.

R = 47,08 mL sol.

Estados de la materia

7.- Una solución acuosa de NaCl de 1,11 g/mL de densidad posee una concentración de 20% en peso. Calcular la cantidad de soluto y disolvente que se encuentra contenido en 300 mL de esta solución. R = 66,6 g NaCl sto.; 266,4 g dte. 8.- ¿Cuánto clorato de potasio se debe pesar para preparar 180 mL de una solución acuosa que contenga 8,5 miligramos de potasio por mL? R = 4,79g KClO3 9.- Una solución acuosa de ácido sulfúrico se forma al agregar 12 mL de ácido en 120 mL de agua. Calcular el porcentaje en volumen de esta solución. R = 9,09 mL %

3 HETEROEVALUACIÓN (me evalúan) En parejas resuelva los siguientes ejercicios y entregue a su maestr@: 10.- Se pasa ácido clorhídrico gaseoso por agua, obteniéndose una solución de densidad 1,12 g/mL que contiene el 20 % en peso de HCl. ¿qué cantidad de HCL hay en 1 mL de solución? R = 0,22 g HCl 11.- Una solución para limpiar manchas de grasa en cuero o telas está formadas por: tetracloruro de carbono en un 80% en volumen, ligroína 16%, y alcohol amílico 4%. ¿Cuántos mL de cada uno se debe utilizar para preparar 180 mL de solución? R = 144 mL CCl; 28,8 mL ligroína; 7,2 mL alcohol 12.- Determine la cantidad de cloruro férrico que se requiere para preparar 150 mL de una solución acuosa 0,7M de cloruro férrico. R = 17,03 g FeCl3 13.- ¿Qué volumen de solución acuosa se podrá preparar con 5,5 gramos de de cloruro de calcio de concentración 1,2 M? R = 41,30 mL sol. 14.- Calcular la cantidad de ácido fosfórico que se necesita para preparar 500 mL de solución acuosa de concentración 0,5M. R = 24,48 g H3PO4 15.- 400 mL de una solución contiene 15% de alcohol etílico en peso. La densidad de la solución es 0,791 g/mL. Calcular la molaridad. R = 2,58 M 16.- ¿Cuál es la normalidad de 900 mL de solución que contiene 12 gramos de tetraborato de sodio.

R = 0,13 N

17.- Se requiere preparar 150 mL de solución al 18% de ácido clorhídrico de densidad 1,17 g/mL. ¿Cuál es la normalidad? R = 5,78 N. 18.- Calcule el volumen de ácido sulfúrico concentrado (densidad 1,84 g/mL y 90 % en peso de este ácido) que se necesita para preparar 500 mL de ácido sulfúrico 1,5 N. R = 36,76 g H2SO4 ; 22.20 mL H2SO4

138

19.- Calcular los gramos de soluto que se necesitan para mezclar 130 gramos de disolvente con bromuro de sodio 0,5 m. R = 6,69 g sto. 20.- En grupo de 3 – 5 estudiantes, efectúe un ensayo en no más de 500 palabras, sobre la utilidad de las soluciones en la industria farmacéutica, encaminadas a la salud humana. Utilice el DRIVE de Gmail y comparta a su maestr@.