Soluciones Quimicas

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Qué SOLUCIONES QUÍMICAS

Las soluciones son sistemas homogéneos formados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente.

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.

La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polares.

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Tipos de soluciones

En el ámbito de la química el término solución o disolución alude a las mezclas que poseen dos o más sustancias y que son homogéneas. Aquellas sustancias que se encuentran en menor cantidad y que son las que se disuelven en la mezcla se las conoce bajo el nombre de soluto. El solvente, en cambio, es la sustancia en la que el soluto se disuelve.

Según la conductividad eléctrica que posean las soluciones, se las clasifica en:

No electrolíticas: estas soluciones, como su nombre indica, tienen una capacidad casi inexistente de transportar electricidad. Se caracterizan por poseer una disgregación del soluto hasta el estado molecular y por la no conformación de iones. Algunos ejemplos de estas soluciones son: el alcohol y el azúcar.

Electrolíticas: estas soluciones, en cambio, sí pueden transportar electricidad de manera mucho más perceptible. A esta clase de soluciones también se las conoce bajo el nombre de iónicas, y algunos ejemplos son las sales, bases y ácidos.

Dependiendo de la cantidad de soluto que haya, existen distintas soluciones:

Soluciones saturadas: en las soluciones en que existe la mayor cantidad de soluto capaz de mantenerse disuelto, a una temperatura estable, en un solvente, se las conoce bajo el nombre de soluciones saturadas. En caso de que se agregue mayor cantidad de soluto, la mezcla superaría su capacidad de disolución.

Soluciones insaturadas: estas soluciones, también conocidas bajo el nombre de diluidas, son aquellas en las que la masa de solución saturada es, en relación a la del soluto disuelta, mayor para la misma masa de solvente y a igual temperatura.

Soluciones concentradas: en estas soluciones, el porcentaje de soluto es cercano al establecido por la solubilidad a la misma temperatura.

Soluciones sobresaturadas: en dichas soluciones existe una cantidad menor de solución saturada que de soluto a una determinada temperatura.

Soluciones cuantitativa

MASA ATOMICA

Para estudiar las relaciones de masa de los átomos y las moléculas, que ayudan a explicar la composición de los compuestos y la manera como se efectúan los cambios de composición.

La masa de un átomo depende del número que contiene de electrones, protones y neutrones.

Los átomos son partículas extremadamente pequeñas, por lo que no es posible pesar un solo átomo, pero podemos determinar su masa en relación a otro.

Por acuerdo internacional la masa atómica o Peso atómico es la masa de un átomo en unidades de masa atómoca uma.

Una uma se define como la doceava parte de un átomo de carbono -12.

Se ha demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo 8,400% de la masa de carbono-12 (0,084 x 12= 1,008 uma).

MASA MOLAR Y NÚMERO DE AVOGADRO

La unidad de masa atómoca es una escala relativa de las masas de los elementos; por lo que es conveniente tener una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos. Los químicos miden las moléculas o átomos en moles.

El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas como átomos hay exactamente en 12 gramos de carbono-12.

El número de átomos se determina experimentalmente y se denomina

Número de Avogadro. El valor es NA= 6,0221367 . 1023

El número generalmente se redondea a 6,022.1023.

Así un mol de átomos de carbono tiene una masa de 12 gramos y contiene 6,022.1023 átomos; un mol de hidrógeno pesa 1,004 gramos y tiene 6,022.1023 átomos de hidrógeno.

La masa molar se define como la cantidad (en gramos o kilogramos) de un mol de unidades de átomos o moléculas de una sustancia. Es numéricamente igual a la masa atómica (uma).

La masa molar se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula. Así, en el caso de la molecular de agua H2O, su masa molecular seria:

Mol H2O= (2 x 1,008 + 16,00) g= 18,008 g

(La molécula de agua contiene 2 átomos de hidrógeno por lo que se multiplica por 2 y un átomo de oxígeno)

La masa atómica del sodio es 22,99 uma; y su masa molar es 22,99 gramos.

La masa atómica del fósforo es 30,97 uma y su masa molar es 30,97 gramos.

Entonces tenemos que:

1 mol de átomos = 6,022.1023. átomos

Los conceptos de masa molar y número de Avogadro permiten efectuar conversiones entre masa y moles de átomos, entre número de moles y masa; y calcular la masa de un solo átomo.

1 mol de X = 1 1 mol de X = 1

1 masa molar de X 6,022.1023 átomos de X

Donde X es el símbolo del elemento.

EJEMPLOS

1) El Helio es un gas valioso para la industria y en investigaciones, también para inflar globos. ¿Cuántos moles de Helio hay en 6,46 gramos de He?

1 mol de He= 4,003 g

1 mol de He = x mol de He x= 1 mol . 6,46 g = 1,61 mol

4,003 g 6,46 g 4,003 g

Por lo tanto hay 1,61 moles en 6,46 gramos de Helio.

2) El azufre (S) es un elemento no metálico ¿Cuántos átomos hay en 16,3 gramos de S?

1 mol de S= 32,07 g

16,3 g de S . 1 mol de S . 6,022.1023 át. de S = 3,06.1023 át.de S

32,07 g 1 mol de S

Por lo tanto hay 3,06.1023 átomos de S en 16,3 gramos de S.

3) Calcular la masa molar del gas metano (CH4).

Mol C= 12,00 g

Mol de H x 4= 4, 04

Masa molar de CH4= 12,00 g + 4,04 g= 16,04 gramos

MOLARIDAD

En química, la concentración Molar (también llamada Molaridad) es una medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado.

Definición: La concentración molar o molaridad (M) se define como el número de moles presentes en un litro de solución. Siendo el número de moles la masa molar por mol.

M= nº moles soluto donde, nº moles= masa (g)/mol por lo tanto se puede expresar como,

Volumen

M= masa soluto M= g = mol

Mol. Volumen g/mol. Litro Litro

Ejemplo: Una disolución de ácido sulfúrico de concentración 2 mol/L, significa que la misma contiene 2 moles de H2S04 por cada litro de disolución.

Unidades

Las unidades SI para la concentración Molar son mol/m3. Sin embargo, la mayor parte de la literatura química utiliza tradicionalmente es mol/L.

EJEMPLOS

Si se preparan tres soluciones de la forma que se indica a continuación: se pesan 80 gramos de glucosa (solución A), 150 gramos (solución B) y 200 gramos de glucosa (solución C), se agrega agua hasta 1 litro, en cada recipiente y se agita hasta disolución completa.

Fórmula empírica de glucosa: C6H12O6

Mol glucosa= 6 x 12 + 12 x 1 + 6 x 16= 72 + 12 + 96= 180 gramos

Solución A: Concentración molar

M= 80 g = 0,44 mol/L

180 g/mol. 1 L

Concentración %p/v 1000 mL sc…………. 80 g glucosa

100 mL sc……………X= 8 g 8%p/v

La solución A que fue preparada disolviendo 80 g de azúcar en 1 L de solución es una solución al 8% en volumen, ó 0,44 M.

La solución B que fue preparada disolviendo 150 g de azúcar en 1 L de solución es una solución al 15% en volumen, ó 0,83 M.

La solución C que fue preparada disolviendo 200 g de azúcar en 1 L de solución es una solución al 20% en volumen, ó 1,11 M.

Las tres soluciones son distintas, pues si bien tienen los mismos componentes difieren en su concentración; la solución A es la más diluída, la solución C es la más concentrada.

NORMALIDAD

Definición:

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