Teoría Disoluciones Fórmula empírica y molecular Física y Química. 1º bachiller DISOLUCIONES

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1 Teoría Disoluciones Fórmula empírica y molecular Física y Química. 1º bachiller CONCEPTO DE DISOLUCIÓN DISOLUCIONES Una disolución es una mezcla homogénea de sustancias en igual o distintos estados de agregación. Recordando el concepto de mezcla homogénea, podemos decir que una disolución se caracteriza porque en todos sus puntos, las sustancias que la integran tienen igual composición y propiedades. Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución: Suspensiones, dispersiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm Coloides o disoluciones coloidales: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm Disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN Disolvente: Es el componente donde se disuelven los otros componentes. En disoluciones que tienen distinto estado de agregación, el disolvente, es el que tiene el mismo estado de agregación que la disolución. En disoluciones con igual estado de agregación, el disolvente, es el que suele estar en mayor proporción. Soluto: pueden ser una única sustancia o varias distintas. El soluto es la sustancia que se disuelve dentro del disolvente. En disoluciones con igual estado de agregación, el soluto, es el componente que aparece en menor proporción CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES SEGÚN EL ESTADO DE AGREGACIÓN DE LOS COMPONENTES DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLO DE DISOLUCIÓN GAS GAS Oxígeno dentro del aire GAS LÍQUIDO Humedad vapor de agua en el aire. Niebla GAS SÓLIDO Partículas de polvo en el aire LÍQUIDO GAS Oxígeno disuelto en el agua. Bebidas carbónicas LÍQUIDO LÍQUIDO Bebidas alcohólicas alcohol en agua LÍQUIDO SÓLIDO Agua de mar sal en agua. Agua potable SÓLIDO GAS Hidrógeno en paladio SÓLIDO LÍQUIDO Esponja mojada. Mercurio en cobre SÓLIDO SÓLIDO Aleaciones bronce: cobre y estaño José Ignacio Esquinas 1

2 CLASIFICACIÓN DE LAS DISOLUCIONES SEGÚN LA PROPORCIÓN DE LOS COMPONENTES Diluida: cuando tienen muy poco soluto, con respecto a lo que puede admitir el disolvente Concentrada: tiene mucho soluto, pero sin llegar al máximo que puede admitir Saturada: tiene la máxima cantidad de soluto que puede admitir el disolvente a una determinada temperatura esta máxima cantidad recibe el nombre de solubilidad Sobresaturada: tiene más cantidad de soluto del que puede admitir a una determinada temperatura. Es una disolución inestable que enseguida precipita el soluto que está en exceso convirtiéndose en saturada se consigue elevando la temperatura, disolviendo más soluto y enfriando rápidamente FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Tanto por ciento en masa: expresa la masa en gramos, disuelta, de soluto por cada 100 g de disolución masa de soluto masa de disolución 100 = X % Tanto por ciento en volumen: expresa los litros, disueltos, de soluto por cada 100 litros de disolución litros de soluto litros de disolución 100 = X % Gramos por litro: indica la masa del soluto, en gramos, que hay disuelto en un litro de disolución. Se expresa en g/l g / l = gramos de soluto litro de disolución Molaridad: también llamada concentración molar. Es el número de moles de soluto, disueltos, en 1 litro de disolución. Se representa por M. M mol/l = n soluto Vl disolución moles de soluto litros de disolución José Ignacio Esquinas 2

3 Normalidad: concentración normal. Es el número de equivalentes gramos de soluto por litro de disolución. Se representa por N. N eq-g/l = nº eq g soluto Vl disolución número de equivalentes gramos de soluto litros de disolución La forma más rápida de calcular la normalidad es aplicando la fórmula: N = M v siendo N la normalidad, M la molaridad y v la valencia del soluto Si el compuesto es un ácido, la valencia es el número de hidrógenos que contiene su fórmula H 2 SO 4 valencia = 2 Si el compuesto es un hidróxido, la valencia es el número de hidroxilos OH que contiene AlOH 3 valencia = 3 Si el compuesto es una sal, la valencia es el número de electrones que intercambia el metal con el anión CaCl 2 valencia = 2 Ca = 2 Fe 2 SO 4 3 valencia = 6 Fe = 6 Molalidad: concentración molal. Es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente. Se representa por m no confundir con masa; la molalidad va detrás de un número n m mol/kg = soluto moles de soluto kg disolvente masa en kg de disolvente Fracción molar: existe fracción molar del soluto y fracción molar del disolvente. Fracción molar del soluto X S : es la relación cociente entre el número de moles de soluto y el número de moles total de la disolución moles de soluto más moles de disolvente X S = n soluto n soluto + n disolvente José Ignacio Esquinas 3

4 Fracción molar del disolvente X d : es la relación cociente entre el número de moles de disolvente y el número de moles total de la disolución moles de soluto más moles de disolvente X d = n disolvente n soluto + n disolvente La suma de las fracciones molares del soluto y del disolvente da 1 X S + X d = 1 FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR Fórmula Empírica Indica la relación más sencilla que existe entre los átomos que integran la molécula. Por ejemplo, si la fórmula es H 2 O 2 la fórmula empírica es HO un átomo de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. Fórmula Molecular Indica la relación real que existe entre los átomos que integran la molécula. En el ejemplo anterior la fórmula es H 2 O 2 dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno Ejercicio: Determina las fórmulas empírica y molecular de un compuesto de masa molecular 58,24 u, siendo su composición centesimal 82,65 % de C y 17,35 % de H. Si tomamos 100 g de compuesto, las cantidades porcentuales serían gramos: 82,65 g de C y 17,35 g de H. A partir de las masas anteriores calculamos el número de moles de átomos de cada uno de los elementos que constituyen la molécula. Posteriormente dividiendo todos los números de moles entre el número de moles menor, sacamos el número de átomos relativo, es decir la relación más sencilla entre los átomos que componen la fórmula fórmula empírica 1 mol de átomos de C 82,65 g C 12 g de C mol de átomos de H 17,35 g H 1 1 g de H = 6,89 mol átomos C 6,89 6,89 = 1 átomo C = 17,35 mol átomos H 17,35 6,89 = 2,5 át. H Estos números deben ser exactos naturales y si no lo son debemos multiplicar ambos valores por un mismo número lo más bajo posible para que se conviertan en exactos naturales 1 átomo de C 2 = 2 átomos de C 2,5 átomos de H 2 = 5 átomos de H C 2 H 5 Fórmula Empírica José Ignacio Esquinas 4

5 Ejercicio: Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal 55,8 % C; 7 % H; 37,2 % O. Un miligramo del mismo contiene moléculas. Determina la fórmula molecular del compuesto. Si partimos de una cantidad de sustancia de 100 g, los porcentajes se corresponden con los gramos de cada elemento 1 mol de átomos de C 55,8 g C 12 g de C = 4,65 mol átomos C 4,65 2,325 = 2 átomos C 1 mol de átomos de H 7 7 g H = 7 mol átomos de H = 3 átomos de H 1 g de H 2,325 1 mol de átomos de O 37,2 g O 16 g de O = 2,325 mol átomos O 2,325 = 1 át. de O 2,325 Fórmula empírica = C 2 H 3 O Masa fórmula empírica = 43 g/mol moléculas 1 mol 6, moléculas = 1, moles n = m Masa molecular ; 1, mol = 0,001 g ; M mol = 86,2 g/mol Masa molecular Masa molecular real Masa fórmula empírica = 86,2 g/mol 43 g/mol = 2 C 4 H 6 O 2 Fórmula Molecular José Ignacio Esquinas 5