Guía Nº 3: Concentración, Unidades de Concentración y Preparación de Soluciones

Liceo Augusto D´Halmar.[pic 1]

2º Medio

Química

Profesor: Felipe Rivera Hernández

Guía Nº 3: Concentración, Unidades de Concentración y Preparación de Soluciones

Introducción

La Química estudia la materia, entendida ésta, como todo aquello que llena los cuerpos (cuerpos materiales). La materia a su vez está constituida por entidades materiales muy pequeñas que difícilmente pueden ser vistas, llamadas Entidades Elementales (EE), que fundamentalmente corresponden a átomos, moléculas e iones.

El químico necesita contar las Entidades elementales, de forma tal que el conjunto debe conformar una “unidad” que sea lo suficientemente grande como para manipularse convenientemente.

Se ha definido en el Sistema Internacional de Unidades (SI) el “mol”, que corresponde a la unidad básica de la magnitud física básica “cantidad de sustancia o cantidad de materia” que se simboliza por n.

El nombre de la unidad de cantidad de sustancia o cantidad de materia, “mol”, fue introducido por el científico Wilhem Ostwald (1896), quien le tomó de la palabra latina “moles” que significa “pila” o “lote”. Entonces el mol representa una “gran pila” o un “gran lote” de Entidades Elementales.

Se ha determinado por más de veinte métodos experimentales diferentes (de superficies, eléctricos, ópticos, etc.) que: “1 mol de cualquier sustancia química contiene aproximadamente
6,02 x 1023 Entidades Elementales” (Seiscientos dos mil trillones de EE).

Así, por ejemplo, 1 mol de cobre contiene 6,02 x 1023 átomos de cobre; un mol de oxígeno natural (O2) contiene 6,02 x 1023 moléculas de O2; 1 mol de iones cloruro (Cl¯) contiene 6,02 x 1023 iones Cl¯. Naturalmente, las Entidades Elementales fundamentales que contiene la materia (átomos, moléculas e iones), se caracteriza cada una por tener una masa determinada, de modo que, el conjunto que contiene “1 mol”, es decir, 6,02 x 1023 EE, tendrá su propia masa.

Así, por ejemplo, 1 mol de carbono contiene 12,05 g; 1 mol de cobre tiene una masa de 63,5 g; 1 mol de CO2 tiene una masa de 44 g, etc. Para comprender mejor lo anterior podemos establecer la siguiente analogía: “una docena de limones y una docena de zapallo” (supuestamente todas las unidades componentes iguales), representan en conjunto una misma unidad, es decir, 12 cosas (“1 docena”), sin embargo, no tienen la misma masa.

Al valor 6,022 x 1023 se le conoce como número de Avogadro (NA) en honor al químico Italiano Amadeo Avogadro, quien descubrió que volúmenes iguales de gases diferentes, bajo las mismas condiciones de presión y temperatura, contenían igual número de moléculas (Ley de Avogadro).

¿Cómo Calcular la cantidad de sustancia?

Como ya se mencionó en la introducción la cantidad de sustancia o mol se simboliza por la letra n, y la fórmula para determinar cuántos moles de moléculas o de átomos se encuentran en una sustancia dada es la siguiente:

[pic 2]

Donde la unidad de medida para la masa (m) es el gramo (g) y la unidad de la masa molar (M) es g/mol, cuyo valor se obtiene directamente de la tabla periódica y corresponde a A.

Ejemplo:        ¿Cuántos moles de Cloruro de Sodio (NaCl), hay en 50 g de este compuesto?

Sabemos que M de NaCl es igual a 58,5 g/mol. La masa de la muestra es 50g y la masa molar de NaCl es 58,5g/mol. Reemplazando estos datos en la ecuación anterior, la expresión queda:

[pic 3]

Entonces en 50 g de NaCl existen 0,85 mol.

Concentración de disoluciones

Las propiedades de una solución dependen de la naturaleza de sus componentes y también de la proporción en la que éstos participan en la formación de la disolución.

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