UNIDAD IIUNIDADES DE CONCENTRACIONOBJETIVOS1. Definir soluto, solvente(disolvente), solución y Solubilidad.2. Identificar ...
Luego, se disolveran 25g/100mL o 250g en 1000 mLW (g) = 25g/100mL x 1L/10000 mL = 250g).Si su Masa Molar (MM) es 100g/mol,...
PXMolaridad(M)Normalidad(N)1. Porcentage de masa a Volumen(%(w/v)):%(w/v) = W(soluto)/ V(solucion) x 100La fórmula nos per...
3. Partes Por Millón (ppm):Es la masa en miligramos en un Kilogramo de soluciónppm = mg(soluto)/ Kg(solucion)Esta unidad s...
Esta Unidad tambien nos permite relacionarla con la M de lasolución.[X] = 10-pXPor ejemplo, una solución de pH = 4.5 tiene...
(b) #n = VxM = 0.250L x 1.25 x 10-2mol/L= 3.125 x 10-3moles.3.125 x 10-3moles x 1000mmol/1mol = 3.125 mmoles(c) W(soluto) ...
6. Normalidad(N):Se define como el # de Equivalentes en un litro de solución.N = #E/V …….E# de Equivalentes …. V en litro...
Como la MM del compuesto es 106g/mol y tiene 2E, su PE será:PE = 106g/2E = 53g/E(a) N = W(soluto) / (PExV) = 10.6g/ ( 53g/...
Ejercicio:Se disuelven 0.50g de soluto en 2500mL de solución .(a)Calcule su concentración en ppb(b)Calcule la masa de solu...
El primer paso es calcular la masa(o peso) del soluto:W (mg) = ppm x V = 100mg/L x1L = 100mg = 0.100gLa solución tiene 0.1...
# de moles de H2SO4 : #n = V x M = 0.050L x 0.1mol/L =0.0050mol ……… relación estequiométrica:Factor 0.0050mol H2SO4 x = 0...
Luego : 0.0050mol H2SO4 x 1mol Ca(OH)2/1mol H2SO4 =0.0050mol Ca(OH)2Reaccionan 0.0050mol Ca(OH)2 con el RL.#n del RNL que ...
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Unidades de concentración: Porcentaje, Molaridad, Normalidad y Partes por millon.
Reacciones químicas (Estequiometria) : Reactivo Limitante (RL)

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Unidad ii junio-2013

  1. 1. UNIDAD IIUNIDADES DE CONCENTRACIONOBJETIVOS1. Definir soluto, solvente(disolvente), solución y Solubilidad.2. Identificar las soluciones iónicas y no iónicas.3. Interpretar las unidades de concentración de: porcentage, partespor millón,(ppm), partes por billon(ppb), pX, Molaridad(M) yNormalidad(N).4. Calcular la masa o moles de soluto para preparar una solución,con una concentración establecida.5. Calcular el número de moles o gramos de soluto en un volumende solución dado.6. Convertir una unidad de concentración en otra.7. Resolver Problemas de soluciones aplicadas a la Estequiometria.CONTENIDO Solubilidad y soluciones Soluciones Iónicas y no iónicas. Unidades de concentración Conversión entre Unidades de concentración. Problemas de Estequiometría que incluyen soluciones.Solubilidad y Soluciones :Una solución consiste de un Soluto y de un Solvente o Disolvente. Noslimitaremos aquí, al caso de soluciones acuosas.El soluto se disuelve en el Solvente hasta alcanzar una maximacantidad, a una T dada. En este momento decimos que la soluciónesta saturada.Por lo tanto, para preparar una solución, debemos conocer suSolubilidad.La Solubilidad(S) se define como la cantidad máxima de soluto que sedisuelve en un volumen dado de solvente o solución, a una T dada.Si 25g es la cantidad maxima de un compuesto que se disuelvenen 100ml de agua ( a 25oC ), su solubilidad sera igual a 25g/100ml.
  2. 2. Luego, se disolveran 25g/100mL o 250g en 1000 mLW (g) = 25g/100mL x 1L/10000 mL = 250g).Si su Masa Molar (MM) es 100g/mol, entonces su concentracionsera igual a : 250g/L x ( 1mol/100g) = 2.50 mol/LLa Solubilidad Molar (Sm) se expresa en moles/LAl disolver 2 moles de un soluto en 500 mL de solución, su Sm será:Sm = 2mol/0.500L = 4mol/LSoluciones Ionicas y no IonicasEn las soluciones iónicas acuosas, cada especie es hidratada por elsolvente. Las soluciones iónicas debido a que poseen cargasconducen la corriente eléctrica (electrolitos).Una solución de NaCl no existe como tal, ya que sus iones seencuentran disueltos en el solvente separadamente:NaCl (s) + H2O  Na+(acuoso) + Cl-(acuoso)En las Soluciones No iónicas, las moléculas no ionizan, ejemplo laglucosa:C6H12O6 (s) + H2O = C6H12O6(acuoso)Estas soluciones no conducen la corriente electrica.Una mol de una solución iónica de BaCl2 produce 2 moles de iones delion cloruro ( Cl-) y un mol del ion Ba2+.BaCl2 + H2O → Ba2+(acuoso) + 2 Cl-(acuoso)Luego la [Cl-] en la solución es el doble de la Sm del BaCl2.Unidades de ConcentracionTodas las soluciones tienen unidades de Concentración, de las cualessolo se mencionarán las más importantes:Porcentage de masa a Volumen - %(w/v)Porcentage de masa a masa - %(w/w)Porcentage de volumen a volumen - %(V/V)Partes Por Millón (ppm)Partes por Billón(ppb)
  3. 3. PXMolaridad(M)Normalidad(N)1. Porcentage de masa a Volumen(%(w/v)):%(w/v) = W(soluto)/ V(solucion) x 100La fórmula nos permite relacionar el peso o masa del soluto con suconcentración y el V total (en Fisica, W= mg)..Ejercicio:Se disuelven 10g de NaOH en agua hasta obtener una solución de500mL.(a)(a) Calcule su %(w/v)(b)(b) Calcule la masa de soluto en 25mL de solución.%(w/v) = W(soluto)/ V(solucion) x 100 =10g/500mL x 100 = 2%(w/v)2%(w/v) significa que hay 2g de soluto en 100 mL de solución,luego:W(g) = 2g/100mL x 25mL = 0.5g2. Porcentage de masa a masa - %(w/w):La fórmula nos permite relacionar la masa del soluto con suconcentración y la masa total.%(w/w) = W(soluto)/ W(solucion) x 100Ejercicio:10g de soluto se disuelven en 250g de solución:(a) Calcule su %(w/w)(b) Calcule la masa de soluto en 25g de solución.%(w/w) = W(soluto)/ W(solucion) x 100 = 10g/250g x100= 4%W(soluto) = 4g/100g x 25g = 1g
  4. 4. 3. Partes Por Millón (ppm):Es la masa en miligramos en un Kilogramo de soluciónppm = mg(soluto)/ Kg(solucion)Esta unidad se usa mucho en Química Ambiental.Cuando la solucion es muy diluida, su D esta cerca de 1g/ml y sepuede escribir como:* ppm = mg(soluto)/ L(solucion)Ejercicio:Se disuelven 0.10g de soluto en 500mL de solución .(a) Calcule su concentración en ppm(b)Calcule la masa de soluto en 25mL (0.025L)Debemos convertir la masa a miligramos y el V a litros.500ml x 1L/1000mL = 0.500mL0.10g x 1000mg/1g = 100mg(a) ppm = mg(soluto)/ L(solucion) = 100mg/0.500L = 200mg/L = 200ppm(b) W(mg) = ppmx V(L) = 200mg/L x 0.025L = 5mg4. pXpX = - log [X] …….. [X] = mol/L del soluto.Esta unidad logarítmica se usa en los Acidos y Bases paracalcular el pH de las soluciones.Ejercicio:Calcule el pH+de una solución de HCl 0.005M.[H+] = 0.005MpH+= - log( 0.005) = 2.7
  5. 5. Esta Unidad tambien nos permite relacionarla con la M de lasolución.[X] = 10-pXPor ejemplo, una solución de pH = 4.5 tiene una[H+] = 10-4.5M5. Molaridad (M):La M es la unidad más usada en Química Analítica.Nos permite usarla tanto en soluciones Iónicas como no Iónicas.M = #moles soluto/Vsolucion  M = #n/ VsolucionVsolucion se expresa en litros.Luego el # de mol del soluto será#n = Wsoluto / MM  en g/molLuego otra formula para la Molaridad es:M = W(soluto) /(MMxV)La masa (W) del solute será:Wsoluto = VxMxMMResumen de las tres fórmulas:M = #moles soluto/VsolucionM = W(soluto) / (MMxV)W(soluto) = VxMxMMEjercicio:Se disuelven 2.12g de Na2CO3 (MM=106g/mol)en agua hasta completar 2500mL de solución (2.500L).(a) Calcule su Molaridad.(b) Calcule el # de moles y las milimoles(mmol) de soluto en250mL de solución.(c) Calcule la masa de soluto en 250mL de solución.(a) M = W(soluto) / (MMxV) = 2.12g/ (106g/molx2.500L= 0.125mol/LM= 1.25 x 10-2mol/L.
  6. 6. (b) #n = VxM = 0.250L x 1.25 x 10-2mol/L= 3.125 x 10-3moles.3.125 x 10-3moles x 1000mmol/1mol = 3.125 mmoles(c) W(soluto) = VxMxMM = 0.250Lx 1.25 x 10-2mol/Lx 106g/mol =0.212g.En algunos casos es necesario calcular las Molaridades de losiones presentes en una solución.Por ejemplo, en la solución anterior hay dos(2) moles de ionesNa+, por cada mol de Na2CO3, por lo tanto, la [Na+] seria el doble:1.25 x 10-2mol/L Na2CO3 x 2mol Na+/ 1mol Na2CO3 =2.5 x 10-2mol/L.Ejercicio:Se desea preparar 2500mL de solución de Na+0.1M, a partir delcompuesto Na2CO3 .Calcule las moles de Na2CO3 y la masa de Na2CO3 necesariaspara preparar la solución.El factor de conversión es = 1mol Na2CO3 /2mol Na+M(Na2CO3) = MNa+ x( 1mol Na2CO3 /2mol Na+) = 0.1M /2 = 0.05MComo puede notarse, la M del Na2CO3 es la mitad de la Molaridaddel ion Na+.#n (Na2CO3 ) = VxM = 2.500L x 0.05mol/L = 0.125mol.Luego se necesitan 0.125 moles del compuesto Na2CO3 .La masa del soluto sera:W(soluto) = VxMxMMW(g) = 2.500Lx 0.05mol/Lx 106g/mol = 13.25gPROCEDIMIENTO: Se pesan 13.25g del compuesto Na2CO3 y sedisuelven en agua destilada, hasta obtener un V de solución deigual a 2500mL.
  7. 7. 6. Normalidad(N):Se define como el # de Equivalentes en un litro de solución.N = #E/V …….E# de Equivalentes …. V en litros.El PE se expresa en g/E .En el caso de Acidos y Bases se divide la Masa molar (MM, sinunidades) por el # de protones ( H+) o de iones OH-que tiene lafórmula (ver tabla).En el caso de sales dividimos la MM ( sin unidades) por el # deoxidación o carga del cation.Por ejemplo el PE del CaCl2 (con MM= 111g/mol, su PE será iguala  111g/2E =50.5g/E (el compuesto tiene 2 equivalentes)Recuerde que el Ca2+tiene un # de oxidación igual a 2+.compuesto MM(g/mol) PE(g/E) #E por molHCl 36.5 36.5 1Ca(OH)2 78.0 39.0 2CaSO4 136 68 2El #E se relaciona con el PE con la siguiente formula:#E = W/PELuego podemos expresar la N en términos de W y del PEN = W/(PExV) Despejando, W= VxNxPEResumen de fórmulas:#E = W/PE N=#E/Vsolucion N = W/(PExV) W= VxNxPEEjercicio:Se disuelven 10.6g de Na2CO3 (MM=106g/mol)en agua hasta completar 2500mL de solución (2.500L).(a) Calcule su Normalidad.(b) Calcule los Equivalentes (E) y miliequivalentes(mE) de solutoen 250mL de solución.(c) Calcule la masa de soluto en 250mL (0.250 L) de solución.
  8. 8. Como la MM del compuesto es 106g/mol y tiene 2E, su PE será:PE = 106g/2E = 53g/E(a) N = W(soluto) / (PExV) = 10.6g/ ( 53g/Ex2.500L) = 0.50 E/Ló 0.50 N .(/b) #E = VxN = 0.250L x 0.50E/L= 0.125 E.0.125E x1000mE/1E = 125mE(c/) W(soluto) = VxNxPE = 0.250Lx 0.5 E/LX53g/E = 1.06gRELACION ENTRE LA MOLARIDAD Y LA NORMALIDADLa M y la N se pueden relacionar entre si. Se recomienda comoprimer paso, calcular la masa del soluto en un volumen desolución, ya que este no cambia.Calculemos la Normalidad de una solución de CaCl2 0.1M:Masa del soluto:W(soluto) = VxMxMM = 1.0Lx 0.1mol/Lx 111g/mol = 11.1gEn la solución hay 11.1g de soluto, independientemente de cómose exprese su concentración.El PE del compuesto es 111g/2E = 50.5g/EN = W(soluto) / (PExV) = 11.1g/( 50.5g/Ex1.0L) = 0.2E/L = 0.2NAsignación: Calcule la N de una solución de Al(OH)3 0.0025 M .La N se utiliza también en problemas relacionados conreacciones de Oxidación- Reducción, tema que se discutirá enotra unidad de este curso.7. Partes Por Billón (ppb):Esta Unidad se usa para pequeñas cantidades de soluto.Un Billón en el sistema U.S es igual a 1000 millones.ppb = g/Kgsolucion ppb = g/Lsolucion ( si su D es cerca de 1.0g/mL)g = ppb x Lsolucion
  9. 9. Ejercicio:Se disuelven 0.50g de soluto en 2500mL de solución .(a)Calcule su concentración en ppb(b)Calcule la masa de soluto en 25mL (0.025L)Debemos convertir las unidades a Litros y a g.1g = 1000mg = 1000000g2500ml x 1L/1000mL = 2.500L0.50g x 1000mg/1g = 500mg500mg x1000g/1mg = 500000 g = 5x105g* ppb =g/Lsolucionppb = 5x105g/2.500L =2.5x105g/L = 2.5x105g/LW(mg) = ppbx V(L) =2.5x105g/Lx 0.025L = 5000mgConversiones entre las Unidades de concentraciónEn algunos casos, necesitamos convertir una unidad a otra.Sí sabemos que el peso de soluto no cambia y que lo que cambiaes la unidad( a igual V). El primer paso es calcular el peso delsoluto.Ejercicio:Convertir 100ppm de CaCO3 (MM= 100g/mol) a:(a) %(w/v)(b) %(w/w), si la D de la solución es 1.05g/mL(c) ppb(d) Molaridad(e)Normalidad(f) g/LPara facilitar los cálculos, asumimos que el V total es un Litro.
  10. 10. El primer paso es calcular la masa(o peso) del soluto:W (mg) = ppm x V = 100mg/L x1L = 100mg = 0.100gLa solución tiene 0.100g/L ó 0.100g/1000mL%(w/v) = 0.100g/1000mL x100 = 0.01%W = VxD (masa de la solution)W(solucion) = 1000mLx 1.05g/mL = 1050g%(w/w) = .100g/1050g x100 = 0.0095%0.100g = 100mg = 100000gppb =g/Lsolucion = 100000g/Lsolucion = 1x 105ppb.M = W(soluto) / (MMxV) = 0.100g/(100g/mol x 1L) = 1x10-3mol/LPE = 100g/2E = 50g/EN= W(soluto)/ (PE xV) = 0.100g/(50g/Ex 1L) = 2x10-3E/L100mg/L = 0.100g/LProblemas de Estequiometria que incluyen solucionesSe discutirán las reacciones químicas que se incluyeron en laUnidad I, además, las reacciones entre soluciones a diferentesconcentraciones.En la mayoría de los casos, se aconseja primero calcular el# de moles de los compuestos en las soluciones que intervienenen la reacción, y luego se establecen las relaciones molarescorrespondientes (estequiometría).Estas se discutieron en la Unidad I.Ejercicio:50.0mL(0.050L) de H2SO4 0.1M reaccionan con un exceso deCa(OH)2. Calcule las moles de H2O producidos.Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + 2 H2O
  11. 11. # de moles de H2SO4 : #n = V x M = 0.050L x 0.1mol/L =0.0050mol ……… relación estequiométrica:Factor 0.0050mol H2SO4 x = 0.01mol H2OEjercicio:50.0mL(0.050L) de H2SO4 0.1M reaccionan con 100ml 0.2M deCa(OH)2.(a) Calcule el RL.(b)Calcule la masa de H2O que se produce.(c) Calcule cuantas moles del RNL reaccionaron(d) Calcule las moles del RNL que sobraron.Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + 2 H2O Haciendo los cálculos, asumiendo que el RL es el H2SO4 :#n (H2SO4 ) = VxN = 0.050Lx0.1mol/L = 0.0050mol#n (H2O)= 0.0050mol H2SO4 x = 0.01mol H2OHaciendo los cálculos, asumiendo que el RL es el Ca(OH)2#n (Ca(OH)2)0.100mLx 0.2mol/L = 0.02mol de Ca(OH)2#n (Ca(OH)2) = 0.02mol Ca(OH)2 x =0.04 mol H2OLuego el RL es el H2SO4 ( se produjo menos moles de este); por lotanto, se produjeron 0.01mol H2OW(H2O) = 0.01mol H2O x 18g/mol = 0.18g H2O.Calculemos el #n del Reactivo no Limitante (RNL) quereaccionaron, basados en el RL:Reaccionaron 0.0050 moles de H2SO4
  12. 12. Luego : 0.0050mol H2SO4 x 1mol Ca(OH)2/1mol H2SO4 =0.0050mol Ca(OH)2Reaccionan 0.0050mol Ca(OH)2 con el RL.#n del RNL que sobran: (0.02- 0.0050) mol Ca(OH)2 =0.0150mol Ca(OH)2 .Algunos problemas resueltos sobre esta Unidad seencuentran en:1. Unidad II. Problemas resueltos en Blackboard.2. Química General. Petrucci,Harwood y Herring. Prentice-Hall. 8th. Ed. 2010.3. Libros que aparecen en el prontuario del curso.

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