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Química Analítica
UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA
FACULTAD DE EDUCACIÓN Y CIENCIAS HUMANAS
LICENCIATURA EN CIENCIAS NATURALES Y
EDUCACION AMBIENTAL
V SEMESTRE
2015
Una solución es una mezcla homogénea de dos
o mas sustancias. La sustancia disuelta se
denomina soluto y esta presente generalmente
en pequeña cantidad en pequeña cantidad en
comparación con la sustancia donde se disuelve
denominada solvente. en cualquier discusión de
soluciones, el primer requisito consiste en poder
especificar sus composiciones, esto es, las
cantidades
relativas
de
los
diversos
componentes.
Las soluciones poseen una serie de propiedades que
las caracterizan :
1. Su composición química es variable.
2. Las propiedades químicas de los componentes de
una solución no se alteran.
3. Las propiedades físicas de la solución son
diferentes a las del solvente puro
SOLUCIÓN DISOLVENTE SOLUTO EJEMPLOS
Gaseosa
Gas
Gas
Aire
Alcohol en
agua
Liquida
Liquido
Liquido
Liquida
Liquido
Gas
Liquida
Liquido
Sólido
O2 en H2O
NaCl en
H2O
La solubilidad es la medida de la capacidad de un
soluto para disolverse en un solvente, expresa la
cantidad máxima de un soluto que puede
disolverse en una cantidad dada de solvente a una
determinada temperatura.
CURVA DE SOLUBILIDAD:
Representación gráfica de la
solubilidad de un soluto en
determinado solvente (eje y)
en función de la temperatura
(eje x).
a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta
cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve
con más rapidez (pulverizando el soluto).
b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de
disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del
solvente continúan la disolución
c) Temperatura: Al aumentar la temperatura se favorece el
movimiento de las moléculas y hace que la energía de las
partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie
disolviéndose.
d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente
proporcional
CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES SEGÚN SU
SOLUBILIDAD
SOLUCIÓN SATURADA: Solución que
contiene la máxima cantidad de soluto
que el solvente puede disolver a esa
presión y esa temperatura.
SOLUCIONES DILUIDAS: Cuando la
cantidad de soluto de la disolución es
muy pequeña.
SOLUCIÓN NO SATURADA: Solución que contiene
una cantidad de soluto menor que la que el
solvente puede disolver a esa presión y esa
temperatura.
El estudio de una solución requiere que se
conozca su concentración, es decir, cantidad de
soluto presente en una determinada cantidad
de solución.
Algunas formas de expresar la concentración son:
Porcentaje masa/masa (%m/m) o peso/peso (%p/p)
Porcentaje volumen/ volumen (%v/v)
Porcentaje masa/volumen (%m/v)
PORCENTAJE MASA / MASA
El porcentaje masa/masa es la relación de masa de un soluto en la masa de
solución por 100%
m soluto
( % P / P ) soluto = ——————– x 100
m solución
Donde:
( % P / P ) soluto : porcentaje masa / masa de soluto :
m soluto : masa del soluto medida en gramos (g)
m solución : masa de la solución medida en gramos (g)
g solución = g soluto + g solvente
Ejemplo:
Calcular el porcentaje masa/masa de una solución formada por
30 g de cloruro de Potasio (KCl) y 170 g de agua.
Datos :
Peso de soluto (KCl) : 30 g
Peso de solvente (Agua) : 170 g
Calculamos el peso de la solución así:
Peso de solución = Peso de soluto + peso de solvente = 30g + 170g = 200g
30 g
%P / P = ————– x 100 = 15 %
200 g
PORCENTAJE MASA /VOLUMEN
Es el la relación de la masa de soluto entre el
volumen de solución x 100
m soluto
(% P / V ) soluto = ——————– x 100
V solución
Donde:
m soluto : masa del soluto medida en gramos (g)
V : volumen de la solución medido en mililitros (mL)
Ejemplo:
Calcular el porcentaje masa / volumen de una solución formada por 80g
de cloruro de sodio (NaCl) disueltos en 500 g de solución. Expresar la
cantidad de solvente presente en la solución .
Si la densidad de la solución es 1,1 [ g / mL ].
80 g
(% m / v ) = ————– x 100
x mL
Para calcular los mL de solución se debe sacar el volumen a partir
de la densidad: densidad () = m/V, se despeja y da V = m/
V solución = (500 g) / (1,1 g /mL) = 454,54 mL
Por lo tanto
80 g
% m / v = -------------------- *100 = 17,6 % m / v
x mLmL
454,54
mL solucion
Porcentaje Volumen/ Volumen
Es la relación del volumen de soluto entre el
volumen de solución. Solo aplica para
soluciones liquido-liquido
mL soluto
(%V / V ) = -------------------- x 100
mL solución
Donde:
% V / V : porcentaje volumen / volumen de solución
V mL soluto : volumen del soluto medido en [ mL ]
V mL solución : volumen de la solución medido en [ mL ]
Si los volúmenes son aditivos (si se pueden sumar):
( %V / V ) soluto + ( V / V ) solvente = 100 ( soluciones
binarias
)
Donde:
( % V / V ) soluto : porcentaje volumen / volumen de soluto
( % V / V ) solvente : porcentaje volumen / volumen de solvente
Ejemplo:
Si 300 [ mL] de agua (d=1 g/mL) contienen 60 [ mL ] de etanol
(CH3CH2OH) (d=0,96g/ml ), Calcular el Porcentaje Volumen / Volumen de
solución (%V/V) .
Datos:
Volumen de soluto (etanol)= 60 mL
Volumen de solvente (agua)= 300 mL
Suponiendo volúmenes aditivos:
Volumen de solución = 60 + 300=360 mL
Reemplazando, tenemos:
60 mL
(% V / V ) = ------------------ x100 = 16,67%
360 mL
Otra forma de expresar las concentraciones es por
métodos Químicos, estos se diferencian de los métodos
FÍSICOS porque toman en cuenta la composición del
soluto y en algunos casos la del disolvente (como en la
fracción molar). Entre los métodos químicos más
utilizados tenemos:
a) la molaridad, (M)
b) la molalidad, (m)
c) la normalidad (N)
d) la fracción molar (X)
En la solución de problemas por métodos químicos, es común la conversión de una
masa dada de soluto o disolvente a número de moles; basta recordar que la
conversión se hace mediante la siguiente fórmula:
Número de moles (n) = masa
del compuesto (g)
Peso molecular del compuesto (g/mol)
EJEMPLO:
¿Cuántos moles hay en 28.7 g de Na2SO4 ?
1.Se halla el peso molecular (o masa molar) del compuesto sumando los
pesos atómicos (que están tabla periódica) x No. de átomos de cada uno de
los elementos q lo componen:
Na = 23 x 2 átomos; S = 32 x 1 y O = 16 x 4
entonces: PM= (23x2) + (32x1) + (16x4) = 142 g/mol
2. Luego reemplazamos en la ecuación n = (28.7 g) / (142 g/mol)
Y nos da n = 0.202 moles
MOLARIDAD
Este método es muy útil para expresar concentraciones
cuando se utiliza equipo volumétrico tales como probetas,
buretas o pipetas.
La molaridad de una solución se define como la cantidad de
soluto disuelto en moles por litro de solución.
Molaridad (M) = Número de moles
Litros de soluciòn
M= n
……. V
1. Se escribe la ecuación de Molaridad:
M = n soluto / L solución
2. Se pasan los mL a Litros (L):
1L
500 mL x ---------------- = 0.5 L (de solución)
1000 mL
En este caso, el volumen de la solución es igual al volumen del solvente
porque el soluto (Na2SO4)se disuelven en el agua (solvente) sin afectar
el volumen de esta.
3. Finalmente, se reemplazan los valores en la ecuación:
0.202 moles
M = ------------------- = 0.404 moles / L ó 0.404 M
0.5 L
(M como unidad de
concentración se lee ‘molar’)
Datos
w(g)=?
V=360 ml
M=0.550 M
Fórmulas
Número de moles = molaridad x Litros de solución
n= M X V.
Masa = Número de moles x peso molecular
w (g) =n x PM
Cálculos
n = 0.550 moles/L X 0.360 L
n = 0.198 moles
w (g) = 0.198 moles X 166.0 g/mol
w (g) = 32.9 gramos de KI
Respuesta
∴ hay 32.9 gramos en 360 ml de solución al 0.55 M
La principal ventaja de unidad de concentración respecto
a la molaridad es que como el volumen de una disolución
depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas
cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la
molalidad no está en función del volumen, es
independiente de la temperatura y la presión, y puede
medirse con mayor precisión. Es menos empleada que la
molaridad pero igual de importante.
La molalidad (m) es el número de moles
de soluto por kilogramo de solvente.
molalidad (m) = Número de moles
Kilogramos de solvente
m = n sto
Kgste

Normalidad (N): Es el número de
equivalentes gramo de soluto contenidos en un
litro de solución.
# eq-gr = n x E
N= # eq-gr sto
V (L)
Donde :
n: numero de moles
E: equivalente de reacción
Equivalente-gramo es la cantidad en gramos de sustancia
que acepta o cede un mol de protones (ácido-base) o que
gana o pierde un mol de electrones (Redox)




Para un ácido los equivalentes corresponden al número
de protones cedidos (H+ ) ejemplo: para HCl, E= 1
Para una base los equivalentes corresponden al
número hidroxilos (OH- ). Ejemplo: para el Ba(OH)2 , E
=2
Para una sal los equivalentes corresponden al número
de la carga positiva o negativa. Ejemplo: Na2 SO4 , E=2
Para un compuesto que se oxida o reduce los
equivalentes corresponden al número de electrones
cedidos o ganados por reacción. Ejemplo: para el
KMnO4 , E=5, para reacciones en medio ácido.
EJEMPLO
Una solución contiene 0,74 g de Ca ( OH ) 2 por cada 500 ml . Calcula su
normalidad.
Datos
Formulas
W =0.74 g
N= n equiv
V
PE Ca(OH)2 = PM/ E
n equiv = w
PE
Donde E es igual a los equivalentes
Como el Ca(OH)2 es una base que pierde 2 OH por reacción entonces, su E=2
por lo tanto al reemplazar se tiene que: PE Ca(OH)2 = 37 g/equiv
N= ?
Cálculos
n equiv = 0.74 g
= 0.02 equiv
37 g/equiv
N= 0.02 equiv = 0.04 equiv/lt
0.5 lt
Respuesta ∴ la 〚〛es de 0.04 Normal
FRACCION MOLAR: expresa la cantidad de moles de cada
componentes en relación a la totalidad de los moles de la
disolución. No lleva unidades.
X soluto = n soluto / ( n soluto + n solvente )
Donde: X sto : fracción molar de soluto
n sto : número de moles de soluto medido en [ mol ]
n ste : número de moles de solvente medido en [ mol ]
X solvente = n solvente / (n soluto + n solvente )
Donde: X solvente : fracción molar de solvente
n sto : número de moles de soluto medido en [ mol ]
n ste : número de moles de solvente medido en [ mol ]
X soluto + X solvente = 1
Donde: X soluto : fracción molar de soluto
X solvente : fracción molar de solvente
n totales en solución = n soluto + n solvente
EJEMPLO
Una solución está formada por 324 g de H2O y 120 g de CH3COOH. Calcula la fracción
molar de cada uno.
Datos
w soluto= 120 g CH3COOH.
w solvente = 324 g H2O
X soluto= ?
X solvente= ?
Formulas
X= n soluto o n solvente
n totales
n= a
PM
Cálculos
PM H2O 18 g / mol
PM CH3COOH = 60 g/mol
n soluto= 120 g = 2 moles n solvente = 324 g = 18 moles
60 g/mol
18 g/mol
X sto= 2 moles / (2 + 18) moles = 0.1
X ste = 18 moles / (2 + 18) moles = 0.9
Xsol = 0.1 + 0.9 = 1
Respuesta ∴ la fracción molar es:
•Fracción molar del soluto 0.1
•Fracción molar del solvente 0.9
•Fracción molar de la solución 1
EJERCICIOS PROPUESTOS
1.
2.
3.
4.
Calcular la molaridad de cada una de las soluciones siguientes:
 1.50 g de KBr en 1.60 L de solución
 2.78 g de Ca(N03 )2 en 150 ml de solución
 2.50 g de Co (NO3) 2 en 80 ml de solución
Calcule la cantidad en gramos de soluto que se necesita para
preparar las siguientes soluciones acuosas:
 500 ml de solución de NaBr 0.110 M
 250 ml de solución de CaS
0.140 M
 720 mI de solución de Na2SO4 0.155 M
El amoniaco acuoso concentrado comercial tiene 29 % de NH3 en
peso y tiene una densidad de 0.90 g/ml. ¿Cuál es la molaridad de
esta solución?.
Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571.6 g de H2SO4 por
litro de solución tiene una densidad de 1.329 g/ml. Calcular:
a) el porcentaje en peso y
b) la molaridad del ácido sulfúrico en solución.

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