MODULO DE AUTOINSTRUCCIÓN SOLUCIONES

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1 UNIVERSIDAD MAYOR FACULTAD DE CIENCIAS SILVOAGROPECUARIAS ESCUELA DE MEDICINA VETERINARIA QUÍMICA I MODULO DE AUTOINSTRUCCIÓN SOLUCIONES AUTORES ROBERTO BRAVO M. LEONORA MENDOZA E. XIMENA ARIAS I. ESTE MATERIAL EDUCATIVO FUE ELABORADO CON EL FINANCIAMIENTO OTORGADO POR EL FONDO DE INVESTIGACIÓN Y DESARROLLO DE LA UNIVERSIDAD MAYOR 1996 SE AGRADECE LA COLABORACIÓN DE LA PROFESORA ALEJANDRA MORENO OÑEDERRA

2 1 SOLUCIONES I.- Definición de Solución. Vivimos en un mundo de mezclas (el aire, el agua de mar, la sangre, el acero, el cemento, un anillo de 18 kilates, etc.). Muy pocos materiales que encontramos en la vida diaria son sustancias puras, o sea como dijimos anteriormente, la materia se nos presenta como mezclas. Sin embargo, no es fácil responder a la pregunta que es una solución? De la simple observación de un vaso con agua azucarada podemos acercarnos a obtener el concepto de solución. Observación Nº 1: El agua y el azúcar forman una mezcla (dos componentes juntos). Observación Nº 2: No podemos distinguir dónde está el azúcar, pero sabemos que está ahí, por el sabor dulce del líquido. Al no poder distinguir los componentes decimos que está en una sola fase. Observación Nº 3: Cualquier muestra que tomamos de agua azucarada es igual en lo que respecta a su composición y propiedades físicoquímicas. Decimos que es homogénea. Podemos concluir de nuestras observaciones: Solución: es una mezcla homogénea de dos o más componentes que se encuentran en una sola fase. Al indicar que la solución es un sistema homogéneo se desea señalar que las propiedades y la composición son idénticas en todo el sistema. El concepto de homogeneidad es la característica principal que permite diferenciar una solución de una mezcla heterogénea; es decir, de una mezcla que presenta dos o más fases, no guarda la misma composición y propiedades físico-químicas en toda su extensión. En esta mezcla sí es posible apreciar y separar los componentes de ella por métodos mecánicos o físicos (por ejemplo, filtración, destilación, magnetización, decantación, etc.).

3 2 Como hemos establecido una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Una de estas sustancias se denomina solvente o disolvente (componente que generalmente se encuentra en mayor cantidad). La otra u otras sustancias se conocen como solutos (componente (s) que generalmente se encuentra (n) en menor cantidad). II.- Tipos de Solución. Como la materia se puede encontrar en distintos estados físicos (gaseoso, líquido o sólido) podemos encontrar la materia formando soluciones en todos sus estados físicos, como se muestra en la tabla Nº 1. Tabla Nº 1: Algunos tipos de soluciones. Soluto Solvente Ejemplo Gas Gas Aire Gas Líquido Bebida Gaseosa Líquido Sólido Amalgamas: Mercurio en Oro Líquido Líquido Bebidas Alcohólicas, Gasolina Sólido Líquido Salmuera, Suero Fisiológico Sólido Sólido Aleaciones: Acero, Bronce III.- El Proceso de Disolución. Se forma una solución cuando una sustancia se dispersa uniformemente en otra. Con excepción de las mezclas gaseosas, todas las soluciones comprenden sustancias en una fase condensada (líquido o sólido). En nuestro curso teórico hemos aprendido que las sustancias en el estado líquido y en el estado sólido experimentan fuerzas de atracción intermoleculares que mantienen juntas a sus moléculas. Las fuerzas de atracción intermoleculares actúan también entre las partículas de soluto y de disolvente que las rodea. Cualquiera de las diversas clases de fuerzas intermoleculares que hemos estudiado puede actuar entre las partículas del soluto y del solvente en una solución. Como regla general, esperamos que se formen soluciones cuando las fuerzas de atracción entre soluto-solvente sean parecidas con las que existen entre las partículas del soluto o entre las del solvente.

4 3 Por ejemplo, una sustancia iónica como el Cloruro de Sodio (NaCl) se disuelve fácilmente en agua debido a la interacción entre los iones y las moléculas polares del agua (Fig.Nº 1). IV.- Soluciones Saturadas y Solubilidad. Imaginemos que agregamos una cierta cantidad de un soluto sólido a un vaso con agua. A medida que el soluto comienza a disolverse en el solvente aumenta la concentración de las partículas de soluto en el agua. Pero al mismo tiempo aumenta la probabilidad que partículas del soluto choquen con la superficie del sólido aún no disuelto. Este tipo de choque puede dar como resultado que una partícula de soluto quede adherida al sólido. Este proceso, opuesto al proceso de disolución, se llama cristalización. Por lo tanto, en una solución en contacto con un soluto no disuelto, se llevan a cabo dos procesos opuestos.

5 4 Disolución Soluto + Solvente Solución Cristalización Cuando las velocidades de estos dos procesos opuestos se igualan, ya no hay aumento en la cantidad de soluto en la solución. Se dice que una solución en equilibrio con un soluto no disuelto es una solución saturada. Por lo tanto, si a un volumen fijo de agua, a una temperatura determinada, empezamos a agregar una sal, llegará un momento en el cual, aunque se agregue más sal a la solución no se conseguirá que ella se disuelva y los cristales permanecerán en el fondo de la solución. Cuando estamos en presencia de este fenómeno se dice que la solución está saturada con respecto al soluto. Si se añade más soluto a una solución saturada, este no se disolverá. La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad determinada de disolvente, se conoce como solubilidad. Por ejemplo, la solubilidad del Cloruro de Sodio en agua a 0 C es 35,7 g de sal por 100 ml de agua. Esta es la cantidad máxima de cloruro de sodio que se puede disolver en agua, a 0 C, para dar una solución saturada. Si la solución contiene menos soluto que el necesario para la saturación, estaremos en presencia de una solución no saturada o insaturada. Cuando la cantidad de soluto disuelto se encuentra en mayor proporción que la esperada para la solución saturada, a una determinada temperatura, nos encontramos frente a una solución sobresaturada o supersaturada. Cualquier leve perturbación del estado sobresaturado, como una acción mecánica (sacudida del líquido, raspadura de las paredes del recipiente que la contiene o la introducción de un núcleo de condensación, etc.), romperá el equilibrio y el exceso de soluto decantará de inmediato. POR CONCLUSIÓN:

6 5 En las soluciones saturadas, la concentración del soluto tiene un valor fijo o constante, para una temperatura dada. Su cantidad, expresada en cualquier unidad, se denomina solubilidad. V.- Factores que Afectan la Solubilidad. Los componentes de una solución se pueden relacionar de acuerdo a la siguiente igualdad: Soluto + Solvente Solución QUÉ FACTORES AFECTAN A ESTE PROCESO? El proceso de disolución depende de tres factores: a) Naturaleza del soluto y del solvente b) Temperatura c) Presión (al menos para los gases). a) Naturaleza del soluto y del solvente. Al formarse una solución tiene importancia si el soluto y/o el solvente son iónicos o moleculares, polares o no polares, ya que se pueden observar experimentalmente dos hechos generales de importancia. - Los solventes polares disuelven solutos iónicos o polares. - Los solventes no polares difícilmente disuelven compuestos iónicos o polares. En general: Sustancias similares disuelven sustancias similares Estas observaciones generales son muy amplias y no siempre se cumplen, es decir, a veces hay excepciones. a-1) Solubilidad de gases: Nuestra explicación sobre el proceso de disolución nos permiten entender muchas observaciones que se refieren a solubilidades. Como un sencillo ejemplo, considere los datos de la tabla Nº 2 respecto de la solubilidad de varios gases simples en agua. Tabla Nº 2: Solubilidades de diversos gases en agua a 20 C con una atm de presión del gas. Gas Masa molar (g/mol) Solubilidad (M) N 2 28,02 6,90 x 10-4 CO 28,01 1,04 x 10-3 O 2 32,00 1,38 x 10-3 Ar 39,95 1,50 x 10-3 Kr 83,80 2,79 x 10-3 Observe que la solubilidad se incrementa al aumentar la masa molar o atómica. Las fuerzas atracción entre las moléculas del gas y del disolvente son del tipo dispersión de London (Fuerzas de Van der Waals), las cuales aumentan al incrementar el peso y el tamaño de las

7 6 moléculas. Cuando se efectúa alguna reacción química entre el gas y el disolvente, se observan solubilidades mucho mayores, por ejemplo, la solubilidad de Cl 2 en agua bajo las mismas condiciones dadas en la Tabla Nº 2 es 0,102 M. Esto es un valor muy superior al que se podría predecir por las tendencias de la tabla basándose solamente en el peso molecular. De aquí podemos deducir que la disolución de Cl 2 en agua está acompañada de un proceso químico. Como una aplicación práctica de lo anterior, el uso de cloro como bactericida en los depósitos de agua municipales y en las piscinas, se basa en esta reacción química. Cl 2 (ac) + H 2 O (l) HClO (ac) + H + (ac) + Cl - (ac) Por conclusión la solubilidad de los gases simples depende de dos factores: 1. De la masa y el tamaño de las moléculas, ya que a mayor masa mayor intensidad de las fuerzas de London mayor solubilidad. 2. Si existen o no reacción química entre el gas y el agua. Si hay reacción química mayor solubilidad. a-2) Solubilidad de líquidos: O CH 3 C CH 3 (a) O CH 3 CH 2 C CH 2 CH 3 (b) Figura Nº2: Estructura de la acetona (a) y de la dietilcetona (b) Los líquidos polares tienden a disolverse fácilmente en los disolventes polares. Por ejemplo, la acetona, una molécula polar, cuya estructura se muestra en la Fig. Nº 2, se mezcla en todas proporciones con el agua. Los pares de líquidos que se mezclan en todas proporciones se dice que son miscibles, y los líquidos que no se mezclan se denominan inmiscibles. El agua y el hexano, C 6 H 14, por ejemplo, son inmiscibles. La dietilcetona, Fig. Nº 2, que es similar a la acetona, pero tiene un peso molecular superior, se disuelve en agua en un grado cercano a 47 g por 1000 ml de agua a 20 C, por lo que no es completamente miscible. Las interacciones por puente de hidrógeno entre el soluto y el disolvente pueden dar lugar a una mayor solubilidad. Por ejemplo, el agua es completamente miscible con el etanol (CH 3 CH 2 OH). Las moléculas de etanol son capaces de formar puentes de hidrógeno tanto con las moléculas de agua, como entre sí mismas. Debido a esta capacidad de unirse por puentes de hidrógeno, las fuerzas entre soluto-soluto, disolvente-disolvente, y soluto-disolvente no son muy diferentes dentro de una mezcla de agua y etanol. No hay un cambio significativo en el ambiente de las moléculas al mezclarse. El número de átomos de carbono en el alcohol afecta la solubilidad en el agua, como muestra la Tabla Nº 3. A medida que se incrementa la cadena de carbonos, el grupo hidroxilo, OH, se convierte en una parte más pequeña de la molécula y esta se parece cada vez más a un hidrocarburo (que sólo tiene fuerzas de Van der Waals, que son apolares). La solubilidad del alcohol decrece de forma correspondiente.

8 7 Tabla Nº 3: Solubilidades de algunos alcoholes en agua. Alcohol Solubilidad en agua (mol/100g de agua a 20 C) CH 3 OH (metanol) * CH 3 CH 2 OH (etanol) * CH 3 CH 2 CH 2 OH (propanol) * CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 OH (butanol) 0,11 CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 OH (pentanol) 0,030 CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 OH (hexanol) 0,0058 CH 3 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 CH 2 OH (heptanol) 0,0008 *El símbolo infinito indica que el alcohol es completamente miscible en agua. Figura Nº3: Estructura de la glucosa. Las zonas ennegrecidas indican los sitios capaces de formar puentes de hidrógeno con el agua. Si el número de grupos OH aumenta a lo largo de la cadena, puede haber un mayor número de puentes de hidrógeno entre el soluto y el agua y suele aumentar la solubilidad. La glucosa C 6 H 6 O 12, Fig. Nº 3, tiene cinco grupos OH en una estructura de seis carbonos, lo cual hace que la molécula sea muy soluble en agua (83 g se disuelven en 100 ml de agua a 17,5 C). El examen de algunos pares de sustancias como las enumeradas en los párrafos precedentes ha llevado a una generalización importante: Las sustancias con fuerzas de atracción similares tienden a ser solubles unas en las otras. Esta generalización se puede expresar de forma sencilla como lo semejante se disuelve en lo semejante. Las sustancias no polares son solubles en disolventes no polares; los solutos iónicos y los polares son solubles en los disolventes polares. Los sólidos con redes cristalinas, como el diamante y el cuarzo, no son solubles ni en disolventes polares, ni en no polares debido a las intensas fuerzas dentro del sólido. b) Efecto de la Temperatura. No existe una regla general respecto de la solubilidad de las sustancias sólidos en agua al variar la temperatura. Así por ejemplo, hay sustancias cuya solubilidad aumenta rápidamente con la elevación de la temperatura (Pb(NO 3 ) 2, NaNO 3, KNO 3, etc.). En otros casos permanece prácticamente inalterada (NaCl, K 2 CrO 4, etc.) y los hay también, aunque en menor número, cuya solubilidad disminuye con el incremento de temperatura (Li 2 SO 4, MnSO 4, etc.). Ver Fig. Nº 4. Figura Nº4: Efecto de la temperatura en la solubilidad de algunas sales.

9 8 La variación de la solubilidad con la temperatura se relaciona íntimamente con el calor de disolución de cada sustancia, es decir, el calor absorbido o desprendido cuando una sustancia se disuelve hasta la formación de una solución saturada. energético: Podemos ahora incorporar a nuestra ecuación de disolución un parámetro Soluto + Solvente Solución Saturada H + Ecuación 1 Soluto + Solvente Solución Saturada H - Ecuación 2 Si el calor de disolución ( H) de un sólido en un líquido es: negativo: Cuando el sólido se está disolviendo en el solvente se desprende calor al medio ambiente. Disolución Exotérmica. positivo: Cuando el sólido se está disolviendo en el solvente se absorbe calor del medio ambiente. Disolución Endotérmica. Esto provocará que la solubilidad del sólido disminuya cuando aumenta la temperatura. Esto provocará que se favorezca la solubilidad del sólido cuando aumenta la temperatura.

10 9 RESUMEN: Cuando un sólido se disuelve en agua, el proceso es endotérmico y, por ello, la elevación de la temperatura aumenta la solubilidad del sólido. La gráfica Nº 5 indica que la solubilidad de varios gases comunes en agua en función de la temperatura. Estas solubilidades corresponden a una presión del gas sobre la solución de 1 atm. Observe que, en general, la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. Si un vaso de agua fría se calienta, se ven burbujas de aire en las paredes del vaso. Del mismo modo; una bebida carbonatada se desgasifica si se calienta; a medida que aumenta la temperatura, el CO 2 escapa de la solución. La disminución de la solubilidad del O 2 en el agua al aumentar la temperatura, es uno de los efectos de la contaminación térmica de los lagos y arroyos. El efecto es particularmente serio en los lagos profundos, debido a que el agua caliente es menos densa que agua fría. Por consiguiente, tiende a permanecer sobre el agua fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución del oxígeno en las capas profundas lo que suprime la respiración de toda la vida acuática que necesita oxígeno. En tales circunstancias los peces se pueden sofocar y morir.

11 c) Efecto de la Presión. 10 La solubilidad de un gas en cualquier disolvente aumenta a medida que se incrementa la presión del gas sobre el disolvente. En cambio, las solubilidades de los sólidos y los líquidos no se afectan notablemente por la presión. Podemos comprender el efecto de la presión en la solubilidad de un gas considerando el equilibrio dinámico, ilustrado en la Fig. Nº 6. (a) (b) Figura Nº6: Efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas. Cuando la presión aumenta como en (b), aumenta la velocidad a la que las moléculas del gas entran a la solución. La concentración de las moléculas del soluto en el equilibrio aumenta en proporción a la presión. Suponga que tenemos una sustancia gaseosa distribuida entre las fases gaseosa y la disolución. Cuando se ha establecido el equilibrio, la velocidad a la que las moléculas de gas entran a la solución es igual a la velocidad con la que escapan de ella para entrar a la fase gaseosa. Las flechas pequeñas en la Fig. Nº 6(a) representan la velocidad de estos procesos opuestos. Ahora, suponga que ejercemos una presión adicional sobre el pistón y comprimimos el gas sobre la solución, como se muestra en la Fig. Nº 6(b). Si reducimos el volumen a la mitad de su valor original, la presión del gas aumentará al doble de su valor original. Por consiguiente, aumentará la velocidad a la cual las moléculas del gas chocan sobre la superficie para entrar en la solución. Así, la solubilidad del gas en la solución debe aumentar hasta que se establezca el equilibrio; es decir, la solubilidad aumentará hasta que la velocidad a la cual las moléculas del gas entran a la solución iguale la velocidad a la que escapen del disolvente, como se indica por las flechas en la Fig. Nº 6(b). Así, la solubilidad del gas debe aumentar en proporción directa a la presión. La relación entre la presión y la solubilidad se expresa en términos de una ecuación simple, conocida como la Ley de Henry: Donde: C g = kp g C g : Solubilidad del gas en la solución. P g : Presión parcial del gas sobre la solución k : Constante de proporcionalidad conocida como constante de Henry (su valor depende del soluto y solvente considerado). De esta simple ecuación se puede concluir que: Si la presión de un gas aumenta Aumenta su solubilidad. Los embotelladores utilizan el efecto de la presión sobre la solubilidad para producir bebidas carbonatadas como la champaña, la cerveza y muchas bebidas refrescantes. Estas se embotellan con una presión de bióxido de carbono (CO 2 ) ligeramente superior a 1 atm: Cuando se

12 11 abren estas botellas al aire, la presión parcial del CO 2 sobre la solución, disminuye y salen burbujas de CO 2 del interior del líquido. V.- Unidades de Concentración. Como ya hemos visto, el concepto de solución implica la participación de a lo menos dos componentes: solvente o disolvente y soluto. Recordemos que por convención se denomina solvente a aquel componente que se halla presente en mayor proporción y soluto al que se encuentra en menor proporción. Ahora bien, como esta proporción es variable, es necesario recurrir a las unidades de concentración para expresar cuantitativamente la relación entre el soluto y el solvente. Esta relación viene dada por: La cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente. o La cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solución. Es fácil inferir que la concentración es una propiedad intensiva, esto es, no depende de la masa de la solución. Según sean las unidades de medida utilizadas, se podrá tener la siguiente clasificación para expresar las unidades de concentración: 1.- Unidades Físicas de Concentración. a) Porcentaje en Masa de Soluto o Porcentaje Peso-Peso (% p/p) b) Porcentaje Peso-Volumen (% p/v) c) Porcentaje Volumen-Volumen (% v/v) d) Partes por Millón (ppm) 2.- Unidades Químicas de Concentración. a) Molaridad (M) b) Molalidad (m) c) Normalidad (N) d) Fracción Molar (X s y X d ) 1.- UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN: a) Porcentaje en masa de soluto o porcentaje peso-peso: (% p/p) Esta unidad denota a la masa de soluto, expresada en gramos, que está disuelta en 100 gramos de solución. De esta forma, si tenemos una solución acuosa al 10 % p/p de NaCl, esto quiere decir que:

13 12 10 % p/p 10 g de soluto (NaCl) 100 g de solución - Esto implica que se disolvieron 10 g de NaCl en agua suficiente como para obtener 100 g de solución. - Como ya sabemos: SOLUTO + SOLVENTE = SOLUCIÓN, también podremos definir que: Soluto + Solvente = Solución 10 g + X = 100 g X = X = 90 g de Solvente ( agua) Por lo tanto, la masa de solvente utilizada para preparar esta solución es 90 gramos. - Como la concentración es una propiedad intensiva ( no depende de la masa de la solución), podemos tener infinitas soluciones de distinta masa, pero de igual concentración. Ejemplos: Solución 1: 0,1 g de soluto en 0,9 g de solvente = 1 g de solución Solución 2: 1 g de soluto en 9 g de solvente = 10 g de solución Solución 3: 2 g de soluto en 18 g de solvente = 20 g de solución Solución 4: 25 g de soluto en 225 g e solvente = 250 g de solución Solución 5: 100 g de soluto en 900 g de solvente = 1000 g de solución En todos los casos la concentración de estas soluciones es 10 % p/p. Cómo podemos comprobarlo? Fácilmente, desarrollando la siguiente proporción. Como % p/p es la masa (en gramos) de soluto que hay disueltos en 100 g de solución, podemos preguntarnos a través de la siguiente razón: Razón 1 X g de Soluto 100 g de Solución Tomemos como ejemplo la solución 1: Tenemos 0,1 g de soluto disueltos en 1 g de solución, si expresamos esto matemáticamente a través de la razón 2: Razón 2 0,1 g de soluto 1 g de solución Si igualamos la razón 1 y 2: X g de soluto 0,1 g de soluto = 100 g de solución 1 g de solución y despejamos X g de soluto:

14 13 0,1 g de soluto X g de soluto = x 100 g de solución 1 g de solución X = 10 g de soluto Como tenemos esta cantidad de soluto disuelta en 100 g de solución, tenemos entonces una solución al 10 % p/p. Ahora, si analizamos los mismos cálculos con el resto de las soluciones del ejemplo podemos darnos cuenta que todas ellas son soluciones al 10 % p/p. En resumen: el porcentaje en masa de soluto (o % p/p) lo podemos expresar como: masa de soluto Porcentaje en masa de soluto (% p/p) = x 100 % masa de la solución Recordar que: masa de la solución = masa de soluto + masa de solvente Tipos de ejercicios clásicos: Ejemplo 1: Una muestra de 0,892 g de cloruro de potasio (KCl) se disuelve en 80 g de agua. Cuál es el porcentaje en masa (% p/p) de KCl en esta solución? Desarrollo: 0,892 g de soluto Porcentaje en masa de KCl = x 100 % 0,982 g + 80 g % p/p = 1,03 % Ejemplo 2: Qué masa de hidróxido de sodio (NaOH) se debe disolver en agua para preparar 200 g de una solución 5 % p/p? Desarrollo: masa de NaOH Porcentaje en masa de NaOH = x 100 % masa de solución X g de NaOH 5 % = x 100 % 200 g de solución X g de NaOH = 10 g de soluto Ejemplo 3: Se disuelven 20 g de NaOH en agua suficiente para obtener una solución 40 % p/p de soluto. Determine la masa de solución y la masa de agua utilizada.

15 14 Desarrollo: masa de soluto i) % p/p = x 100 % masa de solución 20 g de soluto 40 % = x 100 % masa de solución masa de solución = 20 x masa de solución = 50 g ii) Como: soluto + solvente = solución, entonces tenemos que: 20 g + X = 50 g X = 30 g de solvente (agua) b) Porcentaje masa-volumen: (% p/v) Conocida antiguamente como porcentaje peso-volumen. - Esta unidad de concentración denota una cierta masa de soluto, expresada en gramos, que está disuelta en 100 mililitros (ml) de solución - De esta forma si tenemos una solución acuosa al 20 % de AgNO 3 quiere decir que: 20 % p/v 20 g de AgNO ml de solución - Esto implica que hemos disuelto 20 g de AgNO 3 en agua suficiente como para obtener 100 ml de solución. - En este caso no podemos aplicar el principio: soluto + solvente = solución, ya que las unidades de masa (g) no se pueden sumar a las unidades de volumen (ml). - Como la concentración es una propiedad intensiva (en este caso no depende del volumen de solución), podemos esperar el siguiente razonamiento.

16 15 Ejemplo: Preparemos 1000 ml de solución de NaOH al 10 % p/v. Si la solución es 10 % p/v y preparamos 100 ml, debemos preguntarnos que masa de soluto fue disuelta para preparar dicha solución: 10 g de soluto X g de soluto = 100 ml de solución 1000 ml de solución X = 100 g de soluto, o sea se disolvieron 100 g de soluto en 1000 ml de solución. Si de esta solución tomamos 10 ml, nos podemos preguntar que masa de soluto están disueltos en esta porción de la solución: 100 g de soluto X g de soluto = 1000 ml de solución 10 ml de solución X = 1,00 g de soluto Ahora bien, si tenemos 1,00 g de soluto disuelto en 10 ml de solución qué concentración % p/v será esta porción? 1,00 g de soluto X g de soluto = 10 ml de solución 100 ml de solución X = 10 g de soluto Como tenemos 10 g de soluto en 100 ml de solución, la solución resultante es 10 % p/v. Como conclusión podemos decir que, no importa que porción del volumen tomemos de la solución original siempre su concentración será 10 % p/v. Lo que demuestra que la concentración es una propiedad intensiva. En resumen: El porcentaje en masa-volumen (% p/v) lo podemos expresar como: masa de soluto % p/v = x 100 % volumen de solución Tipos de ejercicio clásicos: Ejercicio 1: Si se disuelven 10 g de AgNO 3 en agua suficiente para preparar 500 ml de solución. Determine la concentración de la solución resultante expresada en % p/v. Desarrollo: masa de soluto % p/v = x 100 % volumen de la solución 10 g de soluto % p/v = x 100 % 500 ml de solución % p/v = 2 La solución resultante tiene una concentración de 2 % p/v.

17 16 Ejercicio 2: Determine la masa de soluto (CuSO 4 ) necesaria para preparar 1000 ml de una solución acuosa de concentración 33 % p/v. Desarrollo: masa de soluto % p/v = x 100 % volumen de solución X g de soluto 33 = x 100 % 1000 ml de solución X g de soluto = 33 x X = 330 g de CuSO 4 Ejercicio 3: Que volumen de solución al 5 % p/v de NaCl se puede preparar a partir de 20 g sal. Desarrollo: masa de soluto % p/v = x 100 % volumen de solución volumen de solución = 400 ml 20 5 = x 100 volumen de solución (ml) c) Porcentaje Volumen-Volumen: (% v/v) Especifica un volumen de soluto medido en mililitros (ml) que está disuelto en 100 mililitros (ml) de solución. Cabe hacer notar que esta unidad de concentración tiene utilidad sólo si el soluto se presenta en estado líquido o en estado gaseoso. De esta forma si tenemos una solución acuosa al 30 % de alcohol etílico, esto quiere decir que: 30 % v/v 30 ml de soluto (alcohol) 100 ml de solución - Esto implica que se disolvieron 30 ml de alcohol en agua suficiente como para obtener 100 ml de solución. En general, los volúmenes del soluto y del solvente no son aditivos ya que al mezclar el soluto y el solvente se establecen fuerzas de atracción entre sus partículas, lo que implica que el volumen de la solución puede ser superior o inferior a la suma de los volúmenes del soluto y del solvente. Por lo tanto, los volúmenes sólo podrán considerarse aditivos cuando se indique expresamente así.

18 17 Recordemos que la concentración es una propiedad intensiva, por lo tanto, no importa que porción del volumen de una solución original tomamos, pues siempre su concentración será la misma. En resumen: volumen de soluto (ml) % v/v = x 100 % volumen de solución (ml) Ejercicios típicos de % v/v: Ejercicio 1: Si se disuelven 30 ml de tetracloruro de carbono (CCl 4 ) en 400 ml de benceno (C 6 H 6 ). Determine la concentración de esta solución expresada en % v/v. En este caso puede considerar los volúmenes aditivos. Desarrollo: Soluto + Solvente = Solución 30 ml ml = 430 ml volumen de soluto (ml) % v/v = x 100 % volumen de solución (ml) 30 ml % v/v = x 100 % 430 ml % v/v = 6,98 % Ejercicio 2: Si se tiene 30 ml de solución al 10 % v/v de alcohol en agua, determine que volumen de alcohol se utilizó para preparar dicha solución. Desarrollo: volumen de soluto (ml) % v/v = x 100 % volumen de solución (ml) X ml de soluto (alcohol) 10 = x 100 % 30 ml de solución X ml de soluto = 3 ml de alcohol

19 18 Ejercicio 3: Determine el volumen de solución 35 % v/v de metanol en agua que se obtienen al disolver 300 ml de metanol en dicho solvente. Desarrollo: volumen de soluto (ml) % v/v = x 100 % volumen de solución (ml) 300 ml (metanol) 35 % = x 100 % X ml de solución X = 857, 14 ml de solución d) Partes por Millón: ( ppm) Para soluciones muy diluidas (es decir aquellas que presentan una pequeñísima cantidad de soluto disuelto) se utiliza esta unidad de concentración que se expresa como: masa del soluto ppm de soluto = x 10 6 masa total de la solución (10 6 = 1 millón) Luego una solución cuya concentración es 1ppm implicaría que tiene 1 gramo de soluto por cada millón (10 6 ) de gramos de solución. Como estas soluciones son en extremo diluidas esta unidad de concentración también se puede expresar como: masa del soluto ppm de soluto = x 10 6 volumen total de la solución Luego la solución 1 ppm implicaría de igual forma que tenemos 1 gramo de soluto por cada millón (10 6 ) de mililitros (ml) de solución. Ejercicios típicos de partes por millón: Ejercicio 1: En nuestro país la concentración máxima permisible de Arsénico en el agua potable es 0,05 ppm. Si esta norma se cumple, determine la masa de Arsénico que usted consume cuando toma un vaso de 250 ml de agua. Desarrollo: masa de soluto (g) ppm = x 10 6 volumen total de solución masa de Arsénico

20 19 0,05 = x ml de solución masa de Arsénico (g) = 1,25 x 10-6 g (o sea 0,0125 mg de Arsénico) Ejercicio 2: Que masa de óxido de calcio (CaO) debe disolver en agua para obtener 1 litro de solución con 0,06 ppm? Desarrollo: masa de soluto (g) ppm = x 10 6 volumen total de solución masa de óxido de calcio (g) 0,06 = x ml de solución masa de óxido de calcio = 6 x 10-5 g 2.- UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN. a) Molaridad: (M) Indica el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. Esta unidad de concentración depende de la temperatura, ya que, al variar ella varía también el volumen total de la solución. De esta forma si tenemos una solución 1 M de NaCl esto quiere decir: 1 M 1 mol de soluto (NaCl) 1 litro (o 1000 ml) de solución - Esto implica que se disolvió 1 mol de NaCl en agua suficiente para obtener 1 litro de solución. - En este caso tampoco podemos aplicar el principio Soluto + Solvente = Solución, ya que las unidades del soluto (moles) y del solvente (litro) para nada son aditivos. - Como se puede apreciar en el ejemplo la unidad de Molaridad es mol/l, luego decir 1 M es igual a decir 1 mol/l. - Aunque seamos reiterativos la concentración es una propiedad intensiva de una solución, luego independientemente del volumen de una solución la concentración original será siempre la misma. - Como no es posible directamente medir moles de un compuesto químico, debemos considerar que al preparar una solución utilizando la Molaridad como unidad de concentración, los moles de soluto se midirán a través de la masa del soluto, es decir, para nuestro ejemplo de solución 1 M de NaCl, disolvimos 1 mol de NaCl en agua. Luego en el laboratorio tenemos que medir una masa de NaCl equivalente a 1 mol del mismo compuesto. Como ya sabemos 1 mol de cualquier compuesto equivale a su masa molar (M M ), entonces debemos calcular la masa molar del NaCl: moles de soluto = masa de soluto

21 20 M M del soluto M M NaCl = ,5 = 58,5 g/mol o sea 1 mol de NaCl equivale a 58,5 gramos. Luego para preparar esta solución 1 M debemos disolver 58,5 g de NaCl en suficiente agua para obtener 1 litro de solución. Finalmente la Molaridad puede expresarse como: a) Cuando el volumen se expresa en mililitros (ml) moles de soluto M = x 1000 volumen de solución (ml) b) Cuando el volumen se expresa en litros (L) M = moles de soluto volumen de solución (L) Ejercicios típicos de Molaridad: Ejercicio 1: Calcule la Molaridad de una solución que fue preparada disolviendo 3 moles de HCl en agua suficiente hasta obtener 1500 ml de solución. Desarrollo: moles de soluto M = x 1000 volumen de solución (ml) 3 moles de HCl M = x ml de solución M = 2, esto se puede expresar como 2 M 2 mol/l Ejercicio 2: Calcule la Molaridad de una solución que se preparó disolviendo 35 g de NaOH (M M = 40 g/mol) en agua hasta completar 360 ml de solución. Desarrollo: i) 40 g mol 35 g X X = 0,875 moles de NaOH ii) moles de soluto M = x 1000 volumen de solución (ml) 0,875 moles de soluto M = x ml de solución

22 21 M = 2,43 2,43 M 2,43 mol/l Ejercicio 3: Determine la masa de KOH (M M = 56 g/mol) que se necesita para preparar 500 ml de una solución 0,2 M. Desarrollo: i) moles de soluto M = x 1000 volumen de solución (ml) moles de soluto 0,2 = x ml de solución moles de soluto = 0,1 mol ii) 56 g mol de KOH X ,1 mol de KOH X = 5,6 g de KOH Se necesitan disolver 5,6 g de soluto para preparar 500 ml de solución 0,2 M. Ejercicio 4: Qué volumen (en ml) de solución se utilizó en la preparación de una solución 3,5 M que contenga 2 g de AgNO 3 (M M = 169,87 g/mol). Desarrollo: i) 169,87 g AgNO mol AgNO 3 2 g AgNO X X = 0,012 moles de AgNO 3 ii) moles de soluto M = x 1000 volumen de solución (ml) 0,012 3,5 = x 1000 volumen de solución (ml) volumen de solución = 0,012 x ,5 volumen de solución = 3,42 ml

23 b) Molalidad: (m) 22 Expresa el número de moles de soluto disueltos por cada 1000 gramos de solvente. Esta unidad de concentración no depende de la temperatura, de esta forma si tenemos una solución acuosa 2 m de glucosa: 2 m 2 moles de soluto (glucosa) 1000 g de solvente - Esto implica que se disolvió 2 moles de glucosa en 1000 g de agua. - En este caso indirectamente podemos aplicar el principio: Soluto + Solvente = Solución, ya que los moles de soluto son fácilmente transformables a unidades de masa (g) a través de la masa molar de soluto. Así M M glucosa = 180 g/mol 1 mol de glucosa gramos 2 moles de glucosa X X = 360 g de glucosa Soluto + Solvente = Solución 360 g g = 1360 g Luego la solución de nuestro ejemplo tiene una masa total de 1360 g. Esto no quiere decir que sea equivalente a 1360 ml de solución, ya que dependiendo de la interacción soluto-solvente, el volumen final de la solución será mayor o menor que el volumen de agua usado. - Recordemos una vez más que la concentración de una solución es una propiedad intensiva. En resumen: moles de soluto m = x 1000 masa de solvente (g) Ejercicios típicos de Molalidad: Ejercicio 1: Calcule la Molalidad de una solución de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) que se preparó disolviendo 2 moles de ácido en 3500 g de agua. Desarrollo: moles de soluto m = x 1000 masa de solvente (g) 2 moles de soluto m = x g de agua m = 0,57 molal

24 23 Ejercicio 2: Determine la masa de agua necesaria para preparar una solución 0,01 m de glucosa, si tenemos inicialmente 10 g de este hidrato de carbono (M M = 180 g/mol). Desarrollo: i) 1 mol de glucosa g X g X = 0,056 moles de glucosa ii) moles de soluto m = x 1000 masa de solvente (g) 0,056 moles 0,01 = x 1000 masa de agua (g) masa de agua = 5555,55 g Ejercicio 3: Determine la masa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ), M M = 142 g/mol, que están contenidos en una solución 0,1 molal de este soluto, si en la preparación se utilizaron 400 g de agua. Desarrollo: i) moles de soluto m = x 1000 masa de solvente (g) moles de Na 2 SO 4 0,1 = x g de agua moles de Na 2 SO 4 = 0,04 ii) 1 mol de Na 2 SO g 0,04 moles de Na 2 SO X X = 5,68 g c) Normalidad: (N) Expresa el número de equivalente-gramo (eq-g)** de una sustancia (soluto) contenidos en 1 litro de solución. De esta forma si tenemos una solución 1 N de HCl, esto significaría: 1 N 1 eq-g de HCl 1000 ml de solución

25 24 - Esto implica que se disolvió 1 eq-g de HCl en agua suficiente para obtener 1000 ml de solución. - En este caso el principio: Soluto + Solvente = Solución, no se cumple directamente. - Una vez más; esta unidad de concentración es una propiedad intensiva. En resumen: ** Ver apéndice Nº de eq-g de soluto N = x 1000 volumen (ml) de solución Ejercicios típicos de Normalidad: Ejercicio1: Calcule la Normalidad de una solución preparada disolviendo 2 eq-g de nitrato de sodio (NaNO 3 ) en agua suficiente para preparar 200 ml de solución. Desarrollo: Nº de eq-g de soluto N = x 1000 volumen (ml) de solución 2 eq-g de NaNO 3 N = x ml de solución N = 10 normal Ejercicio 2: Determine la masa de sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ), M M = 142 g/mol, necesaria para preparar 400 ml de solución 1 N de esta sal. Desarrollo: i) Nº de eq-g de soluto N = x 1000 volumen (ml) de solución Nº de eq-g de Na 2 SO 4 1 = x ml de solución ii) Nº de eq-g de Na 2 SO 4 = 0,4 La carga del catión en esta sal es +1 (Na : EDO = +1), pero como tenemos 2 moles de átomos de sodio la carga del catión es: 2x1 = 2. Luego calculamos el Peso Equivalente (PE) del sulfato de sodio: PE Na 2 SO 4 = masa molar de Na 2 SO 4 carga del catión PE Na 2 SO 4 = Luego, = 71 g/eq-g

26 25 1 eq-g g 0,4 eq-g X X = 28,4 g de Na 2 SO 4 Ejercicio 3: Si se disuelven 800 g de ácido sulfúrico, H 2 SO 4, (M M = 98 g/mol) para obtener ml de solución. Determine la Normalidad de esta solución. Desarrollo: i) masa molar de H 2 SO 4 PE H 2 SO 4 = Nº de H + del ácido 98 PE H 2 SO 4 = = 49 g/eq-g 2 Luego, 1 eq-g g X g X = 16,33 eq-g de H 2 SO 4 ii) Nº de eq-g de soluto N = x 1000 volumen (ml) de solución 16,33 eq-g de H 2 SO 4 N = x ml de solución N = 1,63 eq-g/l d) Fracción Molar: (X s y X d ) Se define como la relación entre el número de moles de un componente en particular en la solución y el número de moles de todas las especies presentes en la solución. Por lo tanto, una solución tiene asociada dos fracciones molares: 1) Fracción Molar de Soluto: X s = moles de soluto moles de soluto + moles de solvente 2) Fracción Molar de Solvente: X d = moles de solvente moles de soluto + moles de solvente

27 26 Debido a esto la suma de las fracciones molares de todas las especies participantes de una solución es igual a uno. X s + X d = 1 La fracción molar no tiene unidades dado que es una relación entre dos cantidades similares. Ejercicios típicos de fracción molar: Ejercicio 1: Se preparó una solución disolviendo 1 mol de sulfato cúprico (CuSO 4 ) en 14 moles de agua. Determine la fracción molar de soluto y de disolvente de esta solución. Desarrollo: X s = X s = moles de soluto moles de soluto + moles de solvente X s = Por lo tanto: X d = 1-0,067 X d = 0,933 Ejercicio 2: Se preparó una solución disolviendo 200,4 g de etanol puro (C 2 H 5 OH) en 143,9 g de agua. Calcule la fracción molar de estos componentes si la masa molar de etanol es 46,02 g/mol y del agua 18,00 g/mol. Desarrollo: i) Primero debemos calcular el número de moles de ambos componentes de la solución. Etanol: Agua: 46,04 g mol 200,4 g X X = 4,355 moles de etanol 18,00 g mol 143,9 g X X = 7,986 moles de agua ii) Calculamos la fracción molar del etanol. X etanol = moles de etanol moles de etanol + moles de agua

28 X Etanol = 4,355 4, , X Etanol = 0,3529 iii) Por lo tanto: X Agua = 1 - X Etanol X agua = 1-0,3529 X Agua = 0,6471 EJERCICIOS PROPUESTOS: 1) Calcule el % p/p de una solución que se prepara agregando 7 gramos de NaHCO 3 a 100 gramos de agua. (Respuesta = 6,54 % p/p) 2) Una muestra de 5 ml de sangre contiene 0,00812 gramos de glucosa, calcule el % p/v de la muestra. (Respuesta = 0,16 % p/v) 3) Una muestra de vinagre contiene 6,10 % p/p de ácido acético. Cuantos gramos de ácido acético están contenidos en 0,750 litros de vinagre?. La densidad del vinagre es 1,01 g/ml. (Respuesta = 46,21 g) 4) Cuantos gramos de NaCl y cuantos ml de H 2 O hay que tomar para preparar 150 g de solución al 4 % p/p. (Respuesta = 6 g de NaCl y 144 g de H 2 O) 5) Determinar el % p/p o p/v según corresponda a las siguientes soluciones: a) 5,0 g de NaOH disueltos en H 2 O, dando 200 g de solución. b) 2,5 g de KCl en 80 g de H 2 O. c) 0,25 g de fenolftaleína en suficiente alcohol para obtener 50 ml de solución. (Respuesta = a) 2,50 % p/p b) 3,03 % p/p c) 0,50 % p/v) 6) Calcular los gramos de soluto y los gramos o mililitros (según corresponda) de solvente contenidos en las siguientes soluciones: a) 500 g de solución HNO 3 al 3 % p/p. b) 120 g de solución de KOH al 5,5 % p/p. c) 50 g de solución de I 2 al 2,5 % p/p. d) 25 ml de solución tornasol al 5 % p/v. (Respuesta = a) 15 g de soluto y 485 g de solvente b) 6,6 g de soluto y 113,4 g de solvente c) 1,25 g de soluto y 48,75 g de solvente d) 1,25 g de soluto y 23,75 g de solvente) 7) a) Calcule el % v/v de una solución preparada a partir de 10,00 ml de etanol en suficiente agua para preparar 100 ml de solución. b) Si la densidad del etanol es 0,879 g/ml y la solución es de 0,982 g/ml. Calcule el % p/p y el p/v. (Respuesta = a) 10 % v/v b) 7,89 % p/v)

29 28 8) Cuál será la Molaridad de una solución que contiene 4,46 moles de KOH en 3,00 L de solución. (Respuesta = 1,49 M) 9) Cuántos moles de HCl hay en 200 ml de una solución 0,5 M de HCl. (Respuesta = 0,1 mol) 10) Qué Molalidad tiene una muestra de 100 ml de H 2 O de mar, en la que se encontraron 2,58 g de NaCl?. ( densidad H 2 O de mar = 1,5 g/ml) (Respuesta = 0,29 m) 11) Cuántos gramos de sacarosa se encontrarán en 25 ml de una solución de 0,75 M de sacarosa (C 12 H 22 O 11 ). (Respuesta = 6,41 g) 12) Determine el volumen de solución de HCl 0,15 M que contiene 0,5 moles de ácido. (Respuesta = 3333,33 ml) 13) Calcule la Molaridad resultante de 50 ml de una solución 0,2 M de NaOH a la cual se la han vertido 50 ml de H 2 O destilada. (Respuesta = 0,1 M) 14) Se tiene 1 L de una solución 0,5 M. Se desea preparar 1 litro de una solución 0,1 M. Cuál será el volumen, en ml, que se debe extraer de la solución inicial? 15) Cuál es la concentración molar de una solución de H 2 SO 4 de densidad 1,6 g/ml y 30 % p/p. (Respuesta = 4,9 M) 16) Calcule la fracción molar y el % p/p de una solución preparada disolviendo 0,3 moles de CuCl 2 en 720,6 gramos de H 2 O. 17) Un ácido clorhídrico concentrado contiene 35,2 % p/p en HCl y d = 1,175 g/ml. Calcular el volumen de este ácido que se necesita para preparar 500 ml 0,25 M de el. (Respuesta = 11,03 ml) 18) Qué volumen de agua en ml se requieren para diluir 11 ml de una solución de HNO 3 0,45 M a una solución 0,12 M? 19) Qué Molaridad tendrá una solución resultante cuando 0,750 L de NaOH 0,672 M se diluya a un volumen de 1,8 L? (Respuesta = 0,28 M) 20) Cuántos ml de HCl 12,0 M y cuántos ml de H 2 O se requieren para preparar 300 ml de una solución 0,1 M de HCl. 21) Para una mezcla de 45 g de benceno (C 6 H 6 ) y 80 g de solvente (C 7 H 8 ) determine: a) La fracción molar de cada componente. b) El % de cada compuesto en la mezcla. (Respuesta = a) X C6H6 : 0,4 y X C7H8 : 0,6 b) C 6 H 6 : 36 % y C 7 H 8 : 64 %) 22) Una solución de isopropil (C 3 H 7 OH) en H 2 O tiene una fracción molar de isopropil igual a 0,250. Determine la concentración de la solución expresada en % p/p. 23) La Organización Mundial de la Salud permite para el agua potable un máximo de magnesio de 150 mg/l. Determine el valor de esta concentración expresada en ppm. (Respuesta = 150 ppm)

30 29 24) Calcule la fracción molar y la Molaridad de una solución anticongelante de etilenglicol (C 4 H 4 (OH) 2 ) preparada disolviendo 222,6 g de anticongelante en 200 g de agua, si la densidad de la solución resultante es 1,072 g/ml. 25) Se tiene suficiente solución de ácido perclórico (HClO 4 ) de densidad 1,24 g/ml y 61,8 & p/p. Determine el volumen que necesita de esta solución para preparar un litro de solución de HClO 4 6 M. (Respuesta = 0,79 L) 26) Si usted necesita preparar una solución 10 % p/p de Na 2 CO 3 y sólo dispone en el laboratorio de Na 2 CO 3 hidratado (Na 2 CO 3 x 10 H 2 O); determine la masa necesaria de este reactivo que necesita para preparar 50 g de solución al 10 % p/p.

31 VI.- Preparación de Soluciones. 30 Para preparar soluciones se puede partir ya sea desde solutos puros (sólidos o líquidos) o desde soluciones de los solutos correspondientes, de mayor concentración. Si usted dispone de Soluto puro sólido Soluto puro líquido La operación consistirá en determinar la masa necesaria para preparar la solución pedida, para posteriormente pesarlo en una balanza y seguir el procedimiento correspondiente de acuerdo a las técnicas de laboratorio adecuadas. La operación consistirá en determinar el volumen necesario para preparar la solución requerida, para luego medir el volumen correspondiente por medio de las técnicas de laboratorio adecuadas. Solución de soluto concentrada La operación consistirá en determinar el volumen necesario de la solución concentrada (que llamaremos madre) y preparar la solución requerida conforme a la técnica de laboratorio llamada Dilución. A continuación a través de ejemplos concretos prepararemos en el papel (usted lo hará en forma práctica en el laboratorio) distintos tipos de soluciones. Principalmente nos avocaremos a los cálculos previos para preparar una solución dada. Ejemplo 1: Se desea preparar 250 ml de solución de carbonato de sodio (Na 2 CO 3 ) 0,1 M a partir del compuesto sólido (M M Na 2 CO 3 = 106 g/mol) Datos: Volumen a preparar : 250 ml Concentración requerida : 0,1 M Debemos buscar la masa necesaria de Na 2 CO 3 para preparar la solución. Desarrollo: - Solución 0,1 M implica 0,1 moles de Na 2 CO 3 en un litro de solución. - Por lo tanto, para preparar 250 ml serán necesarios: 0,1 mol Na 2 CO 3 X = 1000 ml solución 250 ml solución X = 0,025 moles de Na 2 CO 3 serán necesarios - Transformamos ahora a unidades de masa: 106 g mol Na 2 CO 3 X ,025 moles Na 2 CO 3 X = 2,65 g de Na 2 CO 3

32 31 Luego para preparar nuestra solución debemos pesar 2,65 g de soluto en una balanza y disolver el sólido en un pequeño volumen de agua. Luego se vierte la solución resultante en un matraz aforado de 250 ml. Se enrasa, agita y vierte en una botella de almacenamiento etiquetada. Ejemplo 2: Determine la masa de cloruro de sodio (NaCl) que necesita para preparar 500 ml de solución salina al 0,9 % p/v (M M NaCl = 58,5 g/mol) Datos: Volumen a preparar : 500 ml Concentración requerida : 0,9 % p/v Debemos buscar la masa necesaria de NaCl para preparar la solución. Desarrollo: - Solución 0,9 % p/v implica 0,9 g de NaCl en 100 ml de solución. - Por lo tanto, para preparar 500 ml serán necesarios: 0,9 g NaCl X = 100 ml solución 500 ml solución X = 4,5 g de NaCl Luego para preparar nuestra solución debemos pesar 4,5 g de sal en una balanza y disolver el sólido en un pequeño volumen de agua. Luego se vierte la solución resultante en un matraz aforado de 500 ml. Se enrasa, agita y vierte en una botella de almacenamiento etiquetada. Ejemplo 3: Se desea preparar 250 ml de solución 10 % v/v de etanol (CH 3 CH 2 OH) en agua. Datos: Volumen a preparar : 250 ml Concentración requerida : 10 % v/v Como el etanol es un líquido debemos buscar el volumen necesario de éste alcohol para preparar la solución. Desarrollo: - Solución 10 % v/v implica 10 ml de etanol en 100 ml de solución. - Por lo tanto, para preparar 250 ml serán necesarios: 10 ml etanol X = 100 ml solución 250 ml solución X = 25 ml de etanol Luego para preparar nuestra solución debemos medir con una probeta los 25 ml de etanol y vaciarlos en un pequeño volumen de agua. Luego se vierte la solución resultante en un matraz aforado de 250 ml. Se enrasa, agita y vierte en una botella de almacenamiento etiquetada.

33 32 Ejemplo 4: Se desea preparar 250 ml de solución de ácido nítrico (HNO 3 ) 0,5 M, a partir de una solución de ácido nítrico al 43,7 % p/p y densidad 1,27 g/ml. Datos: Volumen a preparar : 250 ml Concentración requerida : 0,5 M Solución madre : 43,7 % p/p 1,27 g/ml Debemos buscar el volumen que debemos extraer de la solución madre que nos permita preparar la solución requerida. Extraer un volumen Sol. madre Desarrollo: ml de solución de ácido nítrico 0,5 M corresponden a 0,125 moles, o lo que es lo mismo, a 7,878 g de ácido nítrico disueltos en agua suficiente como para enterar 250 ml de solución. - Como la solución de la cual se dispone es al 43,7 % p/p y la masa necesaria es de 7,878 g, esta masa está contenida en 18 g de la solución madre, como se deduce del siguiente cálculo: 43,7 g HNO 3 7,9 g HNO 3 = 100 g solución X X = 18 g de solución Nótese que por problemas de cifras significativas no tiene sentido hacer el cálculo para 7,878 g de HNO 3. Se necesitan 18,0 g de la solución madre, que es un líquido corrosivo. Como es fácil medir el volumen correspondiente, y se dispone de la densidad, se calcula este volumen, de acuerdo a la relación: V = masa densidad El volumen necesario es de 14,2 ml Luego se mide en una probeta este volumen y se vacía en un pequeño volumen de agua. Luego se vierte la solución resultante en un matraz de 250 ml. Se enrasa, agita y vierte en una botella de almacenamiento etiquetada.

34 33 El cálculo del volumen necesario de la solución madre ha sido hecho razonando por etapas. Sin embargo, se puede deducir este mismo volumen utilizando relaciones numéricas sencillas, derivadas del análisis dimensional. masa soluto (g) Nº de moles Masa Molar (g/mol) M = = x 1000 (ml/l) 1 L de solución masa de solución (g) densidad solución (g/ml) Como la unidad más común es el porcentaje peso-peso en los manuales de laboratorio, convendrá expresar la Molaridad en función del porcentaje, y para ello se divide por 100 la expresión arriba mencionada. Esto lleva a la siguiente expresión que ya conocemos: % p/p d 10 M = (1) Masa Molar De esta forma, se puede conocer la concentración de la solución madre. A se vez, de la definición de Molalidad se deduce que: V M = Nº de moles Como en el proceso de dilución, el número de moles se conserva, si se aumenta el volumen, disminuye la concentración. O sea: V 1 M 1 = V 2 M 2 = Nº de moles (2) Si se aplican las relaciones (1) y (2) al problema anterior, se tiene: Molaridad de la solución madre = 43,7 1, ,02 Molaridad de la solución madre = 8,81 mol/l Volumen a prepararse = V 2 = 250 ml = 0,250 L Concentración requerida = M 2 = 0,5 M Concentración inicial = M 1 = 8,8 M Volumen necesario = V 1 =? V 1 M 1 = V 2 M 2 V 1 = 0,250 L 0,5 M 8,8 M V 1 = 0,0142 L = 14,2 ml Si el volumen se expresa en mililitros, la relación (2) se transforma en:

35 34 V 1 M 1 = Nº de milimoles También de la definición de Normalidad, se deduce que: V N = Nº de equivalentes-gramo V 1 N 1 = V 2 N 2 = Nº de equivalentes-gramo Ejemplo 5: Se desea preparar 500 ml de solución de ácido clorhídrico (HCl) 0,3 N, a partir de una solución de ácido clorhídrico 36 % p/p y densidad 1,28 g/ml. Datos: Volumen a preparar : 500 ml Concentración requerida : 0,3 N Solución madre : 36 % p/p 1,28 g/ml Debemos buscar el volumen que debemos extraer de la solución madre que nos permita preparar la solución requerida. Extraer un volumen Sol. madre Desarrollo: - Determinar la Normalidad de la solución madre: N = N = % p/p d 10 partículas transferibles Masa Molar 36 1, ,5 N = 12,62 eq-g/l