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Soluciones

Desarrollo de los tipos de soluciones que existen
by

Ana Moreno

on 23 November 2011

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Transcript of Soluciones

¿Qué son? Tipos Soluciones Double click to crop it if necessary ¿Cómo se
forman? (cc) photo by Metro Centric on Flickr (cc) photo by Franco Folini on Flickr (cc) photo by jimmyharris on Flickr (cc) photo by Metro Centric on Flickr ¿Qué son las soluciones?



Indice ¿Cómo se
forman? Factores relacionados
con la solubidilad Diluciones Conclusión Las soluciones resultan de suma importancia ya que las observamos en nuestra vida cotidiana. En esta sección aprenderemos que tipo de soluciones existen, los conceptos básicos y como se preparan.
El mundo que nos rodea está directamente afectado por la química y por las soluciones que se encuentran presentes en todos lados, como la sangre, el agua potable, entre otras. Por lo que es de vital importancia entender este tema.
Introducción Para recordar un poco, al preparar una solución es necesario tanto de un soluto como de un solvente, el solvente es la sustancia dispersora que normalmente se encuentra en mayor cantidad que el soluto y este es la sustancia que se dispersa. Competencias Las competencias que se desarrollarán en esta sección son las siguientes:

• Conocer los tipos de soluciones que existen.
• Aprender a preparar soluciones por cálculos usando los conceptos simples.
• Reafirmar los conocimientos aprendidos.

En términos más simples, una solución es la mezcla de dos sustancias. Se trata de la unión de un solvente con un soluto.
Un soluto es la sustancia que se encuentra en menor cantidad, la cual se dispersa. Mientras que un solvente se encuentra en mayor cantidad y es conocida como la sustancia dispersora.
Un aspecto importante para formar soluciones es la atracción de soluto y solvente, es decir, deben tener las mismas fuerzas intermoleculares.




Por ejemplo si añades chocolate en
polvo a tu leche, el soluto sería el
chocolate, ya que se encuentra en
menor cantidad y será el que se
disuelva en la leche, y esta sería el solvente.
Tipos de Soluciones De esta manera podemos definir dos conceptos
que son hidratación (ión rodeado de moléculas de agua)
y solvatación (ión rodeado de moléculas de solvente),
estos procesos están arreglados
de manera que se haga presente la atracción. Para formar soluciones de
líquidos o sólidos en líquidos
debe haber atracción entre
soluto-solvente.
Soluciones Sólido-Líquido Soluciones en sólidos Existen 6 tipos de soluciones, dependiendo
del estado físico del soluto y el solvente.
La más importantes son las siguientes: Otros Tipos Solución Saturada:
Es aquella que ha disuelto la máxima cantidad de soluto que puede disolverse a una temperatura determinada. La concentración de soluto en una solución saturada es la misma solubilidad.


Solución Sobresaturada.
Bajo ciertas condiciones, una solución se puede preparar de tal manera que contenga más soluto que el correspondiente a la solución saturada. A tal solución se le llama sobresaturada. Estas soluciones no son estables, como las otras, pues basta con una perturbación como agitar o golpear el recipiente que la contiene, para que se precipite el exceso de soluto disuelto y se llegue a una solución saturada. Solución Insaturada
Es aquella que está en capacidad de
disolver más soluto a una temperatura determinada. Factores relacionados con la solubilidad Tamaños de la partícula Los cristales más pequeños se disuelven
más rápido que los grandes en la solución Agitación Al agitar una solución
aumenta la rapidez de ella Temperatura Otros Cuando calentamos una solución.
esta aumentará la energía de sus partículas,
acelerandola Cuando se llega al borde de
la saturación, la velocidad de la disolución
va a disminuir Concentración de la disolución Es la manera correcta de cómo
describir la cantidad de soluto
disuelto en cierta cantidad
de solución Fracción Molar % masa-masa % masa-volumen % volumen-volumen Molaridad Molalidad Normalidad Son los moles de soluto expresados como fracción
de un total de núm de moles en una solución.
Esta relación
está dada por lo siguiente:


Es el porcentaje que existe entre
los gramos del soluto y los gramos
de la solución.
La relación está dada por lo siguiente:
Es el porcentaje que existe entre los
gramos del soluto
y los mililitros de la solución Cabe recalcar que el %
es independiente de la
formula del soluto Partes por millón Similar al porcentaje masa-masa,
pero este se expresa en millones
como se muestra a continuación:
Usada para cantidades pequeñas de soluto
como contaminantes, farmacos o residuos Es la concentración que muestra el
volumen del soluto entre el volumen
de la solución.

Esta relación es muy peculiar,
porque depende de muchas relaciones
que son las siguientes:

* La normalidad es la relación que existe entre el núm de equivalentes entre los litro de solución.

* El núm de equivalentes se calcula utilizando los gramos que existen de soluto entre una masa equivalente, y esta última está dada por la masa molar o peso molecular del soluto entre el núm de protones, gpos hidroxilo o electrones transferidos que existen en el soluto.

* Los electrones transferidos son el núm que reaccionará el soluto con el solvente
por cada mol de soluto. En la tabla, podemos ver cuántos son los electrones transferidos de algunos elementos.


Se le conoce a esta concentración como
la relación que existe entre el núm de moles
del soluto entre los litros de la solución. Sus unidades se expresan como (M), que es molar. Esta relación se expresa como
el número de moles del soluto por los kilogramos
del solvente.
nota: la masa equivalente es la masa que
puede suministrar, reaccionar o ser químicamente
equivalente a un átomo gramo de protones
(H+) en la reacción que tiene lugar.
Esta es la forma en la que los iones se comportan dentro
de una solución de acuerdo al estado de agregación. Diluciones Una dilución es un proceso en el cual, a partir de una disolución muy concentrada, preparamos otra de menor concentración.

Cuando hacemos una dilución tomamos cierto volumen de una disolución y posteriormente le agregamos más disolvente, lo cual hace que la concentración de la segunda disolución disminuya, pero el que la concentración disminuya no quiere decir que el número de moles del soluto lo hace también, este se mantiene igual que en la primera disolución. Esto se debe a que la molaridad es el número de moles de soluto en un litro de solución, de manera que el número de moles de soluto presente en la solución se obtiene por:
Debido a que el soluto proviene de la primera disolución ( la más concentrada), podemos decir que n no cambia al hacer la dilución, por lo tanto obtenemos la siguiente ecuación:

M1V1=M2V2

Donde M1 y M2 son las concentraciones molares de la disolución inicial y final, y V1 y V2 son los volúmenes de la disolución inicial y final respectivamente.
Para poder hacer lo cálculos correctamente debemos tener las mismas unidades tanto de volumen como de concentración en ambas disoluciones, por lo que una ecuación más genérica para nuestros cálculos sería:

C1V1=C2V2

Donde C1 y C2 son las concentraciones de la disolución inicial y final respectivamente, la cual puede ser molaridad, normalidad, molalidad u otra unidad de concentración, ya que no todas las disoluciones las tendremos en concentración molar.
Ejercicios
Variados Ejercicios Una vez visto todos los conceptos más relevantes, procederemos a resolver los diferentes ejercicios acerca de este tema

Con los datos dados sabemos que 1 litro de la solución contiene 0.5 moles de NaOH y el resto es agua.







Fracción Molar % masa-masa ¿Cuál es el % en masa de NaOH para una solución que se prepara disolviendo 15 g de NaOH en 65 g de H2O? ¿Y en partes por millón (ppm)?
Una solución al 18.75% de NaOH tiene 18.75 g de NaOH por 100 g de solución
% m/m= 15g x 100 = 18.75%
80
g(soluto)= 15 g(solución)= 80
g(solvente)= 65 Calcular el %m/v de una solución preparada con 6.4 g de NaOH disueltos en agua hasta un volumen de 18 mL

% masa-volumen Calcular el % en volumen de una solución
preparada con 6mL de hexano disueltos en
benceno hasta un volumen de 15 mL
% volumen-volumen ¿Qué volumen de solución 0.375M se pueden
preparar con 16 g de carbonato de potasio (K2CO3).
Masa molar del K2CO3 = 138 g/mol?
Molaridad Preparar una solución de NaOH (300 ml) con una concentración de 0.5 m a partir de una solución de NaOH al 30% m/m (densidad de la solución 1.45 g/ml)
Diluciones Normalidad ¿Cuál es la normalidad de una
solución de NaOH al 6% en masa?
Unidades de
concentración Tenemos los siguientes datos: Molalidad Si una solución está al 0.2 m, ¿Cuántos gramos
de H2SO4 hay presentes en la solución?
0 Calcular fracción molar del agua en una solución de NaOH 0.5 M 0.5 M = 0.5 moles soluto
1 Litro SLN Peso Molecular del NaOH = 40 g/mol 3 Suponiendo la densidad de la solución igual a la del agua (1 g/cm ) entonces, g NaOH = (0.5 moles)(40 g/mol) = 20 g NaOH Peso Molecular H2O= 18g/mol Ya podemos calcular los moles totales de la solución:

54.44 mol solvente + 0.5 mol soluto =54.94 moles

Por lo que la fracción molar del agua en esta solución es:

x(Agua) = 54.44 mol soluto = 0.9908
54.94 mol SLN Para las partes por millón tenemos lo siguiente:
ppm= 15 g soluto * 1,000,000 = 187500 ppm de NaOH
80 g SLN SLN = Solución Es por eso que casi no utilizamos las partes por millón en soluciones con solutos grandes. Para esta solución contamos con:
6.4 gramos de soluto (NaOH)
18 ml de solución Para calcular el % m/v utilizamos la fórmula:
%m/v = 6.4 g soluto * 100 = 35.55 %
18 ml SLN Para resolver este problema
asumimos que:

en 0.2 m hay 0.2 moles de soluto
por 1 kg de solvente Esto se puede ser más
claro viéndolo de la siguiente forma: 0.2 m = 0.2 mol H2SO4
1 kg solvente Conocemos el peso molecular
del ácido sulfúrico: 98 g/mol
Entonces para calcular los gramos de soluto sólo necesitamos
establecer la relación entre moles y gramos:
0.2 mol H2SO4 X 98 g H2SO4 = 19.6 g H2SO4
1 mol H2SO4 Una solución al 35.55 % m/v tiene 33.55 gramos de NaOH
por cada 100 ml de solución En una solución al 0.2 m de H2SO4 existen 19.6 gramos de
H2SO4 Conocemos lo siguiente:
6 ml de soluto (hexano)
15 ml de solución
solvente --> benceno Para calcular el % v/v
utilizamos la fórmula:
% v/v = 6 ml soluto * 100 = 40 %
15 ml SLN En una solución al 40 % v/v existen 40 ml
de soluto por cada 100 ml de solución Tenemos los siguientes datos:
Existen 6 gramos de NaOH soluto
por cada 100 ml de solución Para la normalidad necesitamos saber dos datos esenciales:
el número de equivalentes y la masa equivalente, y se calculan
de la siguiente forma: (Recordamos nuestras fórmulas de normalidad)
masa equivalente = PM soluto = 40 g/mol = 40 g/mol
OH- transferidos 1 PM = peso molecular Preparación de
una solución
en el laboratorio * El NaOH tiene 1 grupo hidroxilo
para transferir (Ver tabla Normalidad) # equivalentes = 6 g soluto = 0.15 eq
40 g
Para la normalidad tenemos: Normalidad = 0.15 eq
Pero, ¿De dónde los obtenemos?
Para conservar las proporciones con el porcentaje m/m, asumimos que
el disolvente es agua (si es que no lo especifican). El agua es un componente que tiene los mismos gramos que
su volumen. Entonces serán 100 ml ó 0.1 L (m) (M) (N) Tenemos los siguientes datos:
Gramos de soluto = 16
Molaridad = 0.250 M Utilizando la fórmula de la molaridad: Molaridad = n mol soluto
Litros SLN con un simple despeje... Litros SLN = n mol soluto
Molaridad Los moles de soluto se obtienen con la relación del
peso molecular: 25 g K2CO3 X 1 mol K2CO3 = 0.18116 mol
138 g K2CO3 Litros SLN = 0.18116 mol = 0.483 L
0.375 M Se pueden preparar máximo 483 ml de solución de carbonato de potasio con
25 g y una molaridad de 0.375 M La mejor forma de visualizar esto es haciendo un esquema de la información que nos están presentando: Solución original Solución a preparar d =1.45 g/ml % m/m = 30 % 300 ml SLN Conc. = 0.5 m Vol inicial = ? Sabemos que la ecuación de las diluciones es la siguiente:

c1*V1 = C2*V2 Sería muy trivial decir que ya conocemos tres datos de la ecuación, y sólo despejar
para encontrar el valor. Pero tenemos un problema, necesitamos tener la concentración
en las mismas unidades, por lo que procederemos a convertir:
De % m/m a molalidad Sabemos que en una solución al 30% m/m existen 30 gramos
de soluto por cada 70 g de solvente.
Para la moladidad necesitamos saber
el número de moles de soluto
y los kilogramos de solvente: Establecemos la relación para el soluto: 30 g NaOH X 1 mol NaOH = 0.75 mol
40 g NaOH m = 0.75 mol = 10.7143 molal
0.07 Kg Solv. *Volvemos a asumir al agua como solvente, y sabemos que por cada 30 gramos hay 70 de solvente, como se mencionó anteriormente. Ahora obtendremos el volumen necesario
de la primera solución: V1 = C2*V2 = (0.5 m) (300 ml) = 14 ml
C1 (10.7143 m) *Hay veces que se nos proporcionan
más datos de los que necesitamos, sin embargo son útiles. * Se necesitan 14 ml de la primera solución,
y 286 ml de solvente para preparar una solución
al 0.5 m Preparar una solución con concentración
conocida en el laboratorio Una vez conociendo los fundamentos necesarios, los llevaremos a la práctica. Como hemos visto, no sólo una solución se ve hecha en la vida cotidiana, sino se puede preparar “sintéticamente”, de acuerdo a las especificaciones que queramos. Estas especificaciones se pueden preparar haciendo cálculos estequiométricos. El orden para preparar una solución en el laboratorio es el siguiente: 1. Preparar el material a usar: Matraz de aforación, soluto deseado, solvente, balanza granataria, vidrio de reloj, espátula, agitador, vaso de precipitados, pipeta, perilla de seguridad, piseta. 2. Hacer cálculos estequiométricos: En esta parte se busca la cantidad de soluto exacta para preparar la solución a la concentración deseada, ya sea expresada en: porcentaje, molaridad, molalidad o normalidad. 3. Pesar en el vidrio de reloj el soluto que se necesita; o si es líquido, pipetear el volumen que requeriremos. Nota: Si el líquido es ácido, vaciarlo en un vaso o matraz que contenga agua. 4. Seleccionar el matraz adecuado para preparar la solución. No podemos hacer una solución de 80 ml si el matraz no tiene indicado que sea de 80 ml. 5. Vaciar el soluto diluido con el solvente, hasta que sea uniforme líquido, vaciar el solvente en la piseta y empezar a llenar el matraz, hasta que el menisco quede arriba de la marca del matraz. El menisco es la curvatura que presenta los líquidos un su superficie y pueden ser cóncavos o convexos. [1] 6. Tapar el matraz de aforación y agitarlo. Vaciar en un contenedor y etiquetar sus especificaciones. Referencias:

1. Técnicas de manejo del material volumétrico y preparación de soluciones, Anónimo, recuperado el 13 de noviembre de 2011, disponible en: http://www.cecyt15.ipn.mx/polilibros/instrumenta/contenido/unidades/unidad_v.htm Conclusión El tema de soluciones resulta ser demasiado amplio por lo que se abarcaron tan solo los conceptos necesarios. En cursos posteriores, es probable que se necesiten los conocimientos aquí planteados. La elaboración de soluciones es de suma importancia dentro del área químico-biológica y el manejar los conceptos que sirven de base es demasiado útil. Al ser un tema sencillo, no se requieren de grandes cálculos más se necesita analizar cada concepto a la hora de realizar los ejercicios. Esperamos que te haya servido la explicación del tema, recuerda que el punto más importante es conocer los conceptos y emplearlos de manera correcta. 2, Antioquía, U. d. (2010). Creative Commons. Recuperado el 13 de 11 de 2011, de http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/mod/resource/view.php?inpopup=true&id=154
3. Sanchez, M. P. (2009). Universidad autónoma de Ciudad Juárez. Recuperado el 13 de 11 de 2011, de http://www.uacj.mx/ICB/cqb/licenciaturaenbiolog%C3%ADa/Documents/Manuales/principiante/QUIMICA%20GENERAL.pdf

4. Anónimo, recuperado el 13 de noviembre de 2011, disponible en: http://www.cecyt15.ipn.mx/polilibros/instrumenta/contenido/unidades/unidad_v.htm
5. Curso de Química, ITESM Campus Puebla. Presentación soluciones. Los iones se "juntan"
con los polos del solvente,
haciendo los siguientes arreglos moleculares Los compuestos covalentes no son disociados, son solvatados en solución. Las moléculas encontrarán la forma de que exista una fuerza para que se
atraigan.
Esponja Latón Agua de mar Anticongelante Refresco Ahora, te invitamos a que contestes
la siguiente evaluación, accediendo al link que
aparece en la presentación Power Point anexa,
y medir tus conocimientos aprendidos. Para calcular los moles de agua, tendremos que saber la masa de agua. Esto se puede saber si conocemos los gramos de soluto. 1000g - 20g = 980 g de agua
moles de agua = 980 g = 54.44 moles
18 g/mol
Litros de SLN = 0.15 eq = 1.5 N
0.1 L
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