disoluciones quimicas recordemos...clasificación general de la materia. tipos de mezclas en la...

Tomado de: http://liceo1.cl/icore/downloadcore/153663 1 Guía Disoluciones Químicas

INSTITUCION EDUCATIVA POPULAR DIOCESANO “Una Opción para ser persona”

CODIGO: GA-RC-11

GUIA PEDAGOGICA DE APLICACIÓN EN EL AULA

FECHA:01-MAR-09

Edición Controlada Versión 02

DISOLUCIONES QUIMICAS

Recordemos:

CLASIFICACIÓN GENERAL DE LA MATERIA

La materia es cualquier cosa que ocupa un espacio (volumen), y que tiene masa. La materia es cualquier cosa que se puede ver y tocar, como el agua y los árboles y otras que no se puede percibir tan fácilmente (como el aire). Encontramos diferentes tipos de materia, en función de su composición y propiedades.

SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS

Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades características. Algunos ejemplos son agua, azúcar de caña (sacarosa), oro, oxígeno, etc. Las sustancias difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor y otras propiedades.

Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias conservan sus propiedades características. Algunos ejemplos son: el aire, las bebidas gaseosas, la leche, el cemento, etc. Las mezclas no tienen una composición constante, (por tanto muestra de aire recolectadas de varias ciudades probablemente tengan una composición distinta por diversos factores).

Clasificación General de la Materia.

TIPOS DE MEZCLAS

En la naturaleza la mayoría de las sustancias no se encuentran puras, si no como mezclas, según la apariencia de la mezcla podemos distinguir dos grandes grupos:

1. MEZCLAS HOMOGÉNEAS: Como indica su nombre, son de apariencia homogénea, pues en ella no se distinguen fases. Su principal característica es que su composición es siempre constante.

Se les denomina Soluciones o Disoluciones. En una disolución, el soluto (sólido, líquido o gas que se disuelve) se dispersa en forma de pequeñas partículas en el solvente (generalmente un líquido), dando lugar a una mezcla homogénea a nivel molecular (si se cogen muestras cada vez más pequeñas, su composición permanece constante hasta escalas moleculares).

En las disoluciones si hay interacción química entre sus componentes.

“Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto”.

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2. MEZCLAS HETEROGÉNEAS: Su composición es variable. En ellas no hay interacción química entre soluto y solvente. Las partículas son grandes y a veces pueden observarse incluso a simple vista como es el caso del agua y el aceite (mezclas groseras).

Si usted disuelve una cucharadita de azúcar en un vaso de agua y bebe un sorbo de ella, notará que su sabor no variará, es decir su composición es constante, (mezcla homogénea)

pues a simple vista usted nota sólo una fase. Por otro lado si usted mezcla agua y aceite las fases no se unen, se puede agitar, pero una vez reposada vuelven a separase sus

componentes; esto sucede porque no hay una interacción química entre el agua y el aceite.

Dentro de las mezclas heterogéneas en función de las características del componente que se haya en menor proporción, encontramos dos grandes grupos: Suspensiones y Coloides. Dentro de los coloides describiremos también a las emulsiones.

2.1. SUSPENSIONES: Son mezclas heterogéneas. El componente que se haya en menor cantidad (fase dispersa) termina depositándose en el fondo de la fase dispersante, por acción de la fuerza de gravedad. Un ejemplo son los jarabes tipo suspensión (son aquellos que traen polvo para preparar).

2.2. COLOIDES: Se suele clasificar como un tipo más de mezcla, o bien como tipo de suspensiones, ya que se observan a simple vista como mezcla homogénea, pero se comporta químicamente como mezcla heterogénea ya que no hay interacción entre la fase dispersa y la dispersante.

En función de esto último es que las clasificamos dentro de las mezclas heterogéneas. Una característica de los coloides es que sus partículas dispersan la luz (efecto Tyndall) pero a la vez son suficientemente pequeñas para que no se depositen con facilidad (pues flotan). Otra característica es su alta estabilidad en el tiempo, las partículas disueltas no se pegan entre sí (ciertamente la sangre coagulada, dejaría de ser un sistema coloidal).

Son ejemplos de coloides: la sangre, las nubes, algunas tintas, etc.

El Efecto Tyndall* es el fenómeno que permite a través de dispersión de la luz, determinar si una

mezcla de apariencia homogénea es realmente una solución o un sistema coloidal.




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2.3. EMULSIONES: Una emulsión es una mezcla de líquidos inmiscibles de apariencia más o menos homogénea. Están formadas por un líquido (la fase dispersa) que es dispersado en otro líquido (fase dispersante o continua). Algunos ejemplos de emulsiones son: mantequilla, margarina, leche, crema, mayonesa, magma, etc.

Muchas emulsiones son de aceite/agua O/W, como al revés de agua/aceite W/O. Por ejemplo en la mantequilla y la margarina, la grasa rodea las gotitas de agua (emulsión de agua en aceite); mientras que en la leche y la crema el agua rodea las gotitas de grasa (emulsión de aceite en agua).

Hay tres tipos de emulsiones en función de su formación:

a) Floculación: Las partículas forman masa.

b) Cremación: las partículas se concentran en la superficie (o en el fondo, dependiendo de la densidad relativa de las dos fases) mientras permanecen separados.

c) Coalescencia: las partículas se funden y forman una capa líquida.

El proceso en el que se preparan las emulsiones se llama emulsificación. Por ejemplo agua y aceite son inmiscibles (no se mezclan). Sin embargo se mezclan por agitación mecánica, pero esta emulsión no es estable, por lo que después de un tiempo se separarán (se observará el aceite sobrenadando en el agua). Para lograr una emulsión estable se debe añadir un agente emulsionante.

Las emulsiones son parte de una clase más genérica de sistemas de dos fases de materia llamada coloides. A pesar que el término coloide y emulsión son usados a veces de manera similar, las emulsiones tienden a implicar que tanto la fase dispersa como la dispersante son líquidos.

El color básico de las emulsiones es el blanco. Si la emulsión es diluida, el efecto Tyndall esparce la luz y distorsiona el color a azul; si es concentrado, el color se distorsiona hacia el amarillo. Este fenómeno se puede ver fácilmente al comparar la leche descremada (sin o con poca grasa) con la leche entera (con altas concentraciones de grasa láctea). Microemulsiones y nanoemulsiones tienden a ser claros debido al pequeño tamaño de la fase dispersa (1x10-6m y 1x10-9m, respectivamente).

Hay emulsiones dobles W/O/W (gotas de agua dentro de glóbulos) estas son de gran importancia en el encapsulamiento de ingredientes volátiles. Este tipo de emulsiones permite la liberación prolongada del contenido, lo cual es ampliamente usado en la elaboración de medicamentos.

COLOIDES HIDRÓFILOS: Los coloides hidrófilos (o liófilos cuando el medio no es agua) poseen una parte

polar que se sitúa en la parte exterior del coloide, de manera que atrae a las moléculas de agua, que de esta forma rodean al coloide (como proteínas, almidón, jabón, etc.).

COLOIDES HIDRÓFOBOS: Los coloides hidrófobos (o liófobos) no tienen una parte polar. En disolventes

polares, como el agua, las moléculas de coloide no están protegidas por las del disolvente. Al chocar directamente entre sí se juntan, dando partículas mayores (disminuye la tensión superficial) produciendo finalmente la coagulación del coloide. Los coloides hidrófobos sólo pueden existir en agua en presencia de

emulsionantes, cuyas moléculas son capaces de interactuar con ambas fases.




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El tamaño de las partículas aumenta

Característica Disoluciones Dispersiones Coloidales Suspensiones

Tamaño de las

partículas

De átomos, o

moléculas

pequeñas (1-

10Aº)

Las partículas de al menos uno de

los componentes son grandes

grupos de átomos o pequeñas

moléculas (10-10 000 Aº)

Las partículas de al menos uno de

los componentes pueden ser vistas

con un microscopio de baja

resolución (mayor que 10 000 Aº)

Apariencia Homogéneas Homogéneas pero en el limite No homogéneas

Opacidad

Transparentes,

no presentan

efecto Tyndall*

A menudo opacas, pueden ser

transparentes, pero presentan

efecto Tyndall*

No transparentes

Estabilidad ante

la gravedad Estables Menos estables ante la gravedad

Inestables a la gravedad. Las

partículas sedimentan

Se separan por filtración

No No Si

Tabla 1 Comparación entre características de las disoluciones, dispersiones coloidales y suspensiones.

Fase

dispersa

Fase

dispersante

Nombre

común

Ejemplos

Sólido en Sólido Solución

sólido

Algunas aleaciones (acero, duraluminio), gemas de fantasía,

plásticos pigmentados

Líquido en Sólido Emulsión

sólida Queso, mantequilla, jaleas

Gas en Sólido Espuma sólida Goma, esponjas, piedra pómez, espuma de poliestireno

Sólido en Líquido Gel Leche de magnesia, pinturas, lodo

Líquido en Líquido Emulsión Leche, crema para la cara, mayonesa

Gas en Líquido Espuma Espuma de afeitar, espuma de cerveza, crema batida

Sólido en Gas Aerosol sólido Humo, virus que se transportan por el aire

Líquido en Gas Aerosol líquido Niebla, nubes, spray de aerosol

Tabla 2: Tipos de Coloides y Ejemplos.

(Los geles son coloides en que las partículas sólidas forman una estructura semirrígida que impide que fluyan. Un flan es un gel después de enfriarlo).

Tarea: Revise los siguientes links:


http://www.youtube.com/watch?v=1KZnEcWRMV8

http://www.youtube.com/watch?v=rfcl5JX89Ek



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DISOLUCIONES QUÍMICAS

Como ya se mencionó anteriormente, las disoluciones químicas son mezclas homogéneas, es decir presentan una sola fase. Tampoco dispersan la luz.

PROCESO DE DISOLUCIÓN

SOLUBILIDAD

En las soluciones líquidas, el proceso de disolución de un soluto líquido o sólido, consiste en vencer las fuerzas de atracción de los constituyentes de él (átomos, moléculas o iones) por parte de los componentes del solvente y a la vez, reemplazar uno de los suyos, por uno del soluto.

Por lo tanto, es más soluble un soluto en un solvente de características similares que en otro que no lo es.

Por ejemplo, la sal común (NaCl) está formada por cristales iónicos y es por eso que es soluble en el agua, que es un solvente polar.

En cambio, iodo molecular (I2) que está formado por cristales moleculares (enlace covalente apolar), entre los cuales solamente existen fuerzas de Van der Waals, es más soluble en tetracloruro de carbono (CCl4), que es un solvente apolar.

“De aquí se desprende la regla: Lo semejante disuelve a lo semejante”

ESPONTANEIDAD DEL PROCESO DE DISOLUCIÓN El proceso de disolución es tanto más fácil cuanto mayor sea:

1) el desprendimiento de calor (H)

2) el aumento de la entropía.

Considerando el primer factor, la solubilidad se favorece cuando las atracciones soluto– disolvente son mejores que las soluto–soluto y disolvente–disolvente.

Tarea: Revise los siguientes links:

http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/fuerzas-de-van-der-waals

http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm

En ellos encontrará detalles de las interacciones intermoleculares


http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/fuerzas-de-van-der-waals

http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm



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El segundo factor, El aumento del desorden (*entropía) es a menudo favorable a la solubilidad, lo que hace que muchos procesos de disolución sean favorables aun cuando son endotérmicos (se enfríen), o que los gases (donde las fuerzas intermoleculares son poco importantes) se mezclen entre sí en cualquier proporción.

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD EN LAS SOLUCIONES

1. NATURALEZA DEL SOLUTO:

Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual ocurre sólo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar.

“Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las sustancias de polaridad semejante”, aunque este proceso puede ser interferido por la existencia de moléculas más voluminosas que las del solvente y por ende, la existencias de fuerzas intermoleculares superiores a las que podrían establecerse entre el soluto y el solvente.

Por ejemplo cuando disolvemos iodo I2 (soluto no polar) en agua, H2O (disolvente polar), aunque las interacciones soluto–soluto son relativamente débiles (fuerzas de London), las interacciones disolvente–disolvente son demasiado fuertes para ser compensadas por las interacciones soluto– disolvente, por lo que la solubilidad es baja. Sin embargo, el I2 (soluto no polar) es soluble en CCl4 (disolvente no polar) ya que existen fuerzas débiles entre soluto–disolvente (fuerzas de London) que son similares a las soluto–soluto y disolvente–disolvente. De igual forma, los alcoholes (polares) son solubles en H2O (polar).

Estas observaciones han dado lugar a la regla:

Los sólidos iónicos son insolubles en disolventes apolares. En general son solubles en agua.

Los sólidos covalentes no se disuelven en agua pues los enlaces covalentes son demasiado fuertes para ser reemplazados por una atracción con los dipolos del agua.

2. TEMPERATURA: Generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de disolución de un soluto. Lo que se explica por: 1) El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad de difusión de las partículas del soluto en el seno del solvente. 2) El calor suministrado es absorbido por las moléculas del soluto, debilitándose las fuerzas intermoleculares y facilitándose el proceso de solvatación.

EN el grafico se observa que: Sales como nitrato de potasio KNO3, ioduro de potasio KI, bromuro de potasio KBr, aumentan su solubilidad, cuando aumenta la temperatura de la solución.

En el cloruro sódico NaCl la variación de temperatura no altera, apreciablemente la solubilidad.

En el sulfato sódico Na2SO4 al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad hasta alcanzar un máximo (apróx. 30ºC), a partir de allí un incremento de temperatura, disminuye la solubilidad. Este comportamiento se debe a que a cierta temperatura los cristales de la sal se hidratan provocando un descenso en la solubilidad.

En otros casos (no está en este gráfico) ocurre que al aumentar la temperatura disminuye la solubilidad, como el caso de Sulfato de Cerio (III), Ce2(SO4)3. Su solubilidad en agua a 0ºC es de 39,5% mientras que a 100ºC es de 2,5 %.




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MISCIBILIDAD En el diagrama adjunto se observa la miscibilidad del sistema fenol en agua. Se observa que a 40ºC, el fenol es poco miscible en agua.

La miscibilidad aumenta con la temperatura. A más de 66ºC, fenol y agua son miscibles en cualquier proporción.

(Miscible: Ambos se mezclan; Inmiscible: Los líquidos se presentan en fases distintas, no se unen)

3. PRESIÓN:

Tiene efecto principalmente sobre los gases siendo proporcional a la solubilidad, es decir, a mayor

presión, mayor solubilidad. Escuche el escape de gas desde una bebida gaseosa al destaparla.

“Los líquidos son prácticamente incompresibles así que no se ven afectadas por la variación de presión”.

CLASIFICACIÓN GENERAL DE LAS SOLUCIONES

1. POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN:

Soluto Solvente Ejemplos

Líq

uid

as

Gas en Líquido Bebidas gaseosas, ácido clorhídrico, amoniaco en agua

Líquido en Líquido Alcohol en agua, gasolina

Sólido en Líquido Sal en agua

Só

lid

as Gas en Sólido Aleación de hidrógeno en paladio

Liquido en Sólido Benceno en caucho (cemento de caucho) o amalgamas

Sólido en Sólido Aleaciones metálicas: Latón (zinc en estaño)

Tabla 3: Tipos de soluciones

2. POR SU CONCENTRACIÓN:

a. DISOLUCION NO-SATURADA O INSATURADA:

Es aquella donde el solvente es capaz de seguir disolviendo más soluto a una temperatura dada hasta alcanzar su grado de saturación.

Ej.: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la

temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es una solución no saturada.

b. DISOLUCION SATURADA:

En estas disoluciones hay un equilibrio entre soluto y solvente, ya que el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej. una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua a 0 ºC.

c. DISOLUCION SOBRE SATURADA:

Representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco




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de temperatura




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CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES QUIMICAS

A) A TRAVES DE MAGNITUDES FÍSICAS (MASA Y VOLUMEN)

1) PORCENTAJE MASA-MASA (%m/m) (o peso-peso %p/p)

% m/m = m soluto x 100 Donde m corresponde a la masa

m solución

Por ejemplo: Calcule el %m/m de una solución formada por 30g de soluto y 170g de solvente

% m/m = 30 x 100 = 15% m/m (30+170)

OBSERVE que la relación anterior equivale a una regla de tres simple:

30 g de soluto contenidos en 200 g de solución

x g de soluto contenidos en 100 g de solución

2) PORCENTAJE MASA/VOLUMEN (%m/v)

% m/v = m soluto x 100 Donde: m: corresponde a la masa del soluto Vsolución V: corresponde al volumen de solución

Por ejemplo: Calcule el %m/v del soluto en una solución formada por 60g disueltos en 300mL de solución % m/m = 60 x 100 = 20% m/v

300

NUEVAMENTE la relación anterior equivale a una regla de tres simple:

60 g de soluto contenidos en 300 mL de solución

x g de soluto contenidos en 100 mL de solución

3) PORCENTAJE VOLUMEN / VOLUMEN (%v/v)

% v/v = V soluto x 100 Donde: V: corresponde al volumen Vsolución

Por ejemplo: 300 [mL] de una cierta solución acuosa contienen 60 [mL] de CH3CH2OH. Calcule el %v/v del soluto. Si los volúmenes son aditivos, calcula el %v/v de solvente.

x 100 = 94% m/v = 470 500

b) Si la densidad de la solución anterior es 1,1 [g/mL], calcule el %m/v del solvente. masa de la solución m solución = 500 (mL) × 1,1 (g/mL) = 550 [ g ]

masa del solvente m solvente = 550 (g) - 80 (g) = 470 [ g ]

x 100 = 16% m/v = 80 500

Ejercicio: a) Calcule el %m/v de soluto de una solución formada por 80 [g] de soluto disueltos en 500 [mL] de solución.

15%m/m

20%m/v




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a) % v/vsoluto = 60 x 100 = 20% m/v 300

Volumen del solvente V solvente = 300 (mL) - 60 (mL) = 240 [mL] b) % v/vsolvente = 240 x 100 = 80% m/v

300

B) A TRAVÉS DE MAGNITUDES QUÍMICAS

1) MOLARIDAD (M)

M = n M: molaridad de la solución en M (se lee molar o concentración molar)

V n: moles de soluto en [mol] V: volumen de la solución expresado en litros L

Ejemplo: Una solución contiene 8,5g de NaNO3 por cada 500mL. Calcule su molaridad. PM NaNO3=85 [g/mol]

n = 8,5 (mol) = 0,1 (mol) moles presentes en la solución

85 (g/mol)

M = 0,1 (mol) = 0,2 mol/L

0, 5 (L)

2) MOLALIDAD (m)

m = n x 1000 Dónde: m : molalidad de la solución medida en m (molal) m solvente n: número de moles de soluto medido en [mol]

m solvente : masa de solvente medida en [g]

Por ejemplo: Se disuelven 17 [g] de NaNO3 en 400 [mL] de H2O.

Calcule la molalidad de la solución formada sabiendo que la densidad del solvente es

Dsolvente = 1 [g/mL] ; PM NaNO3= 85 [g/mol]

msolvente= 400 (mL) × 1 (g/mL) = 400 [ g ]

En los tres casos anteriores, si se consideran volúmenes son aditivos, se cumple que: la suma del porcentaje del soluto más el porcentaje del solvente es igual a 100.

% m/m soluto +% m/m solvente = 100 % m/v soluto +% m/v solvente = 100 % v/v soluto +% v/v solvente = 100

En algunos textos, se habla de concentración molar CB se utiliza el subíndice B para referirse a que es la concentración molar en función del soluto. También se usa el término “molar” como unidad de medida y puede usar la letra M.

Para el ejemplo citado seria 0,2M




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n = 17 (g) = 0,2 [mol] 85 (g/mol)

m = 0,2 (mol) x 1000 (g) = 0,5 m

400 (g)

3) FRACCION MOLAR ()

Se expresa en función del soluto y del solvente. Relaciona los moles de cada uno, en función de los moles totales de la solución:

soluto = n soluto

nsoluto + nsolvente

solvente = n solvente

nsoluto + nsolvente

Ejemplo: Calcule la fracción molar de una solución que está formada por 4,5 moles de B y 1,5 moles de A. ¿Quiénes son el soluto y el solvente?




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EJERCICIOS

1) Calcule el volumen que se requiere de una solución de HF 2M, para preparar 200 [mL] de una solución del mismo ácido, de concentración 0,5 M. 50 (mL)

2) Calcule el volumen de solución 5M de HCOOH, que puede prepararse a partir de 30 [mL] de una solución del mismo ácido de concentración 15M. 90 [mL]

3) Calcule el volumen de una solución de HCl 20 %m/m de densidad 1,098 [g/mL], que se necesita para preparar 500 [mL] de solución 1 M, del mismo ácido. 83,1 [mL]

4) Calcule el volumen de una solución 0,5 M de NaOH que se puede preparar a partir de 5 [mL] de una solución 36% (m/m) del mismo soluto y de densidad 1,39 [g/mL]. 125,1 [mL]

5) Calcule el volumen de una solución de H2SO4 35% (m/m) de densidad 1,26 [g/mL] que se necesita para preparar 1000 [mL] de una solución 0,5M del mismo ácido. 111,1 [mL]

6) Calcule el volumen de una solución 1M de H2SO4, que se puede preparar a partir de 50 [mL] de una solución 12% (m/m) del mismo ácido y de densidad 1,08 [g/mL]. 66,1 [mL]

7) Se disolvió una muestra de 1 g de Na2CO3 x 10H2O en 20 mL de agua destilada. Se agregó agua adicional hasta completar un volumen de 250 mL de solución. ¿Cuál es la concentración molar de esta sal? (Dato: Considere las moléculas de agua alrededor de la sal, para efectos del cálculo de la masa molecular) 0,0140 M

8) ¿Cuántos gramos de CH3COONa sólido se necesitan para preparar 300 mL de una solución cuya molaridad sea de 0,06? 1,5 g

9) Si 25 mL de solución CuSO4x 2,5M, se diluyen con agua, hasta un volumen final de 450 mL ¿Cuál es la molaridad del soluto en la solución resultante? 0,139 M

10) Una solución de ácido nítrico (HNO3) tiene una densidad de 1,249 g/mL y 40%m/m de HNO3 ¿Cuántos mL de esa solución hacen falta para obtener 10 g de HNO3? 20 mL

11) Se disuelven 10 g de NaCl en 90 g de agua a) ¿Cuál es el porcentaje en peso de la solución? b) ¿Cuál es la molalidad de la solución? a) 10%m/m b) 1,9 molal

12) a) ¿Cuál es el %m/v de una solución, preparada con 20 g de AgNO3 disueltos en 200 mL de solución acuosa? b) ¿Cuál es la concentración molar de esta solución? a) 10%m/v b) 0,59 M

13) Se desea prepara 250 mL de una solución 0,2M de NaCl a) ¿Qué cantidad de la sal necesita? b) Exprese la concentración en %m/v. a) 2,93 g b 1,17%m/v

14) Se disuelven 5,61 g de KOH en 500 mL de agua destilada a) ¿Cuál es la molalidad de esta solución, sabiendo que la densidad del agua es 1 g/mL? b) ¿Cuál es la molaridad de esta solución suponiendo que el volumen de la solución es igual al volumen de agua agregado? a) 0,2 m b) 0,2 M

15) Indique cuánto sólido debe pesar, para preparar una solución de Na2CO3 (carbonato de sodio) para preparar 250 mL de solución 0,1 M 2,65 g

16) ¿Qué volumen de solución acuosa de ácido perclórico HClO4 de densidad 1,41 g/mL y 50%m/m se necesita para preparar 600 mL de solución de este ácido de concentración 0,1M? 8,55 mL




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MÁS EJERCIOS DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

01. Calcular la cantidad de sosa cáustica (NaOH) y de agua que se necesitan para preparar 5 L de una Solución al 20 % m/m, cuya d = 1,219 g / ML (R = 1219 g soluto 4876 g agua )

02. Se disuelve una cierta cantidad de cloruro magnésico hidratado MgCl2 x 6H20 en un peso igual de agua. Calcular la concentración de la solución en % m/m de sal anhidra. (R = 23,4 % )

03. Se mezcla 1 L de ácido nítrico de d = 1,380 g / mL y 62,70 % con 1 L de ácido nítrico de d = 1,130 g / mL y 22,38 % m/m. Hallar: a) La concentración en % m/m del ácido resultante. b) El volumen de ácido que se forma. c) su M. Datos La densidad del ácido formado es 1,276 g/mL. (R = 44,5 % - 1,967 L - 9,02 M )

04. Una disolución de potasa cáustica de d = 1,415 g/mL es de 41,7 % m/m de KOH. Calcular el volumen de disolución que contiene 10 moles de KOH. (R = 948,8 mL)

05. Se disuelven 7 g de cloruro sódico en 43g de agua. Calcular el % m/m de la solución (R=14% )

06. En 35 g de agua se disuelven 5 g de ácido clorhídrico. La densidad de la solución a 20 º C es 1,060 g/mL. Hallar: a) % m/m. b) g / L. c) M (R = 12,5 % - 132,5 g/L - 3,63 M)

07. Un ácido nítrico concentrado de d = 1,405 g / mL contiene 68,1 % en masa de HN03. Calcular: a) M. b ) m (R = 15,2 M – 33,75 m )

08. Un ácido sulfúrico concentrado de d = 1,813 g/mL contiene 91,33 % en masa de H2S04. Calcular su concentración en g/L. (R = 1655,8 g )

09. Hallar la densidad de una disolución de amoníaco que contiene 20,3 % de NH3 y es 11M. (R= 0,921 g/mL)

10. Se añaden 6 g de cloruro potásico a 80 g de una disolución de cloruro potásico al 12 % en masa. Hallar el % m/m de la solución que resulta (R = 18,14 %)

11. Se disuelven 180 g de sosa cáustica (NaOH) en 400 g de agua. La densidad de la disolución resultante a 20 º C es de 1,340 g/mL. Calcular: a) % m/m b) g/L c) M d) m (R = 31,03 % - 415,8 g/ L - 10,4 M - 11,25 m )

12.- ¿Cuánto ( NH4 )2SO4 se necesita para preparar 400 mL de una solución ¼ M ? (R=13,21 g)

13. ¿Cuál es la m de una solución que contiene 20 g de azúcar C12H22011 disueltos en 125 g de agua?

(R = 0,468 m )

14. La m de una solución de alcohol etílico C2H5OH en agua es 1,54 mol / kg. ¿Cuántos g de alcohol se disuelven en 2,5 kg de agua ? (R = 177 g)

15. Calcular la molaridad y molalidad de una solución de ácido sulfúrico H2SO4 de d=1,198 g/mL que contiene 27% en masa de H2SO4 (R = 3,3 M - 3,78 m)

16. Determine las fracciones molares de las 2 sustancias en un

17. a solución que contiene 36 g de agua y 46 g de glicerina C3H5(OH)3 (R X agua = 0,8)

18. En un procedimiento se necesitan 100 mL de H2S04 al 20 % m/m con d = 1,14 g/mL. ¿Qué cantidad del ácido concentrado de d = 1,84 g/mL y que contenga 98 % en masa de H2S04 debe diluirse con agua para preparar 100 mL del ácido de la concentración requerida? (R= 12,67 mL)

19. ¿Qué volumen de ácido nítrico diluido de d = 1,11 g /mL y al 19 % en masa de HN03 contiene 10 g de HNO3?

BIBLIOGRAFÍA 1. Chang Raymond, Química General, 7ma edición

2. Petrucci Ralph, Química General.

http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/evelasco/Coloides.pdf


http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/evelasco/Coloides.pdf

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