Problema de soluciones

Problema:
Se prepara una solución diluyendo 5 ml de etanol (d = 0,789 g/mL) en suficiente agua para obtener 100 ml de una solución de densidad 0,982 g/mL. Expresar la concentración de esta solución en diversa unidades de concentración (%, Molaridad, etc).

Unidades Físicas

Porcentaje Volumen-Volumen (V/V)

% (V/V) = [5 mL (soluto-etanol) /100 mL (solución)] x 100 = 5% etanol en agua

Porcentaje Peso-Volumen (P/V)

5 mL de etanol (soluto) equivalen a 3,945 g de etanol (5 mL x 0,789 g/mL), entonces:

% (P/V) = [3,945 g etanol (soluto) /100 mL solución] x 100 = 3,945%

Porcentaje Peso-Peso (P/P)

masa de etanol = 5 mL x 0,789 g/mL = 3,945 g

masa de solución = 100 mL x 0.982 g/mL = 98,2 g disolución

% (P/P) = [(3,945 g etanol / 98,2 g solución) x 100] = 4,017%

Unidades Químicas

Fracción Molar
Hay que “llevar” las masas se etanol y agua a moles usando los pesos moleculares de cada componente

Masa de etanol (soluto) = 3,945 g
Masa de agua (solvente) = 98,2 g – 3,945 g = 94,255 g

Moles de etanol (soluto) = 3,945 g/ 46,07 g/mol etanol = 0,0855 moles
Moles de agua (solvente) = 94,255 g/ 18 g/mol agua = 5,23 moles

Fracción molar (etanol) = 0,0855 moles / (0,0855 moles etanol = 5,23 moles de agua) =

0,01608

Molaridad

M = 0,0855 moles / 0,1 L = 0,855 M

Molalidad

m = 0,0855 / 0,09455 Kg solvente = 0,9042 m

Molaridad, Fraccion Molar, Molalidad

Para expresar la concentración de una solución se pueden usar unidades químicas aunque la idea general es siempre expresar la cantidad de soluto en una cantidad de solución.

Fracción molar: Usando el concepto de mol se puede expresar la concentración de una solución como la cantidad de un componente i cualquiera (en moles) en la cantidad total de todos los componentes de la solución (en moles):

Xi (fracción molar de i) = moles de i / (moles de i + moles de j + moles de k + ....)
y que la suma de Xi + Xj + Xk..... = 1

Molaridad
La molaridad (M) se define como la cantidad de moles de soluto en un litro de solución M = moles de soluto / volumen de solución (L)


Molalidad
La Molalidad se define como los moles de soluto presentes en un Kilogramo de disolvente (NO SOLUCION)

Unidades de concentracion: porcentajes

La concentración de una solución es la medida de la cantidad de soluto presente en una cantidad de solución (o disolvente). Existen varias maneras de describir la concentración de una solución.

Unidades Físicas. Porcentajes
Por definición el porcentaje es la proporción (en partes) por cada 100 partes de un todo.
Si aplicamos este concepto a las disoluciones podemos definir la concentración de una solución como partes de soluto en 100 partes de solución. Las “partes” puedes ser expresadas en Masa (g) o volúmenes (mL, L).

Si se disuelven 2 g de NaCl en 98 g de Agua se obtienen 100 g de una solución que es 2 por ciento (%) de masa (sal). Específicamente esta solución se describiría como 2 % (peso/peso) de sal en agua [lo cual quiere decir que son 2 g (peso) en 100 g (peso) de solución)]

Si una solucion tiene 5 L metanol (volumen) en un volumen total de 100 L tendremos una solución 5% (volumen/volumen ó vol./vol.)


Otra posibilidad es expresar el peso de soluto en 100 volúmenes de solución. Así una solución de 0,5 g (peso) en 100 mL (volumen) de solución sería una solución 0,5% (peso/volumen ó P/V)

Soluciones. Introduccion

Las soluciones o disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. Se dice que es una mezcla homogénea por que sus propiedades y composición son uniformes. El componente que se encuentra en mayor proporción se denomina disolvente o solvente y el de menor proporción soluto. El soluto se halla disuelto en el disolvente. Si hay mucho soluto disuelto se puede hablar de una solución concentrada. Si el soluto esta en muy baja concentración se habla de una solución diluida.

Ejemplos de soluciones comunes:

Agua de mar: Sal (y otros) en agua
Gaseosa: Dióxido de carbono, azúcar y otros, disueltos en agua
Moneda: Cobre (Cu) y Níquel (Ni) (las soluciones sólidas se denominan aleaciones)

Laboratorios. Material de vidrio.

Como ya Uds. saben una de las cosas que mas se usan en un laboratorio de química es el material de vidrio. Si quieren pueden ver el material de vidrio de uso comun en el laboratorio tales como pipetas, matraces, vasos de precipitado, etc. Asi que vayan a este sitio y fijense en el material de vidrio que alli se presenta. Espere que esto les ayude a clarificar lo visto en el laboratorio.

TABLA PERIODICA

La tabla periódica de los elementos es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación computacional de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo una ordenación a partir de las propiedades físicas de los átomos.

Grupos
A las columnas verticales de la Tabla Periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los Gases Nobles, los cuales tienen su último nivel de energía lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente no-reactivos.

Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son:

Grupo 1 (IA): los metales alcalinos
Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 al Grupo 12: los metales de transición , metales nobles y metales mansos
Grupo 13 (IIIA): Térreos
Grupo 14 (IVA): carbonoideos
Grupo 15 (VA): nitrogenoideos
Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VIIA): los halógenos
Grupo 18 (Grupo VIII): los gases nobles

Períodos

Las filas horizontales de la Tabla Periódica son llamadas Períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca de acuerdo a su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio, ambos tienen solo el orbital 1s.

La tabla periódica consta de siete períodos

Como balancear ecuaciones Redox?

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y
sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico.

Los ácidos se disocian en H⁺ y el anión negativo.

Ejemplo:

NO₃ se disocia en H⁺ NO₃^-

H₂SO₄ se disocia en H₂⁺ y SO₄ ^-2

₃PO₄ se disocia en H₃⁺PO₄^-3

Las bases se disocian en el catión positivo y el OH^-

Ejemplo:

NaOH se disocia en Na⁺OH^-

M_g(OH)_{2 s}e disocia en Mg⁺²(OH)₂^-

Al(OH)₃ se disocia en Al⁺³ (OH)₃^-

Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.

Ejemplo:

A_gCl se disocia en Ag⁺Cl^-

AgNO₃ se disocia en Ag⁺NO₃^-

Cu(NO₃)₂ se disocia en Cu⁺² (NO₃)₂^-

Al₂(SO₄)₃ se disocia en Al₂⁺³ (SO₄)₃^-2

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H₂O _y el H₂O₂ no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).

Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:




I₂ + HNO₃ -------> HIO₃ + NO + H₂O (Molecular)

Se pasa a forma iónica;

<sub>I2 + H⁺NO3^- -----------> H⁺IO3^- + NO + H2O (Iónica)



2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

I2 ------------> IO3^-</sub>

NO₃^- --------> NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :


I₂ ----------> 2IO₃^-

NO3- ----------> NO
4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H₂O para balancear los oxígenos:

I₂ + 6H₂O --------> 2IO₃^-

NO₃^- ---------> NO + 2 H₂O

5.- Igualar los átomos de hidrógenos H⁺(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
I₂ + 6H₂O -----> 2I ₃^- + 12H⁺

NO₃^- + 4H⁺ ---------> NO + 2H₂O

6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)

I₂ + 6H₂O ---------> 2IO₃^- + 12H⁺ + 10 e^- (oxidación)

NO₃^- + 4H⁺ + 3e^- ------> NO + 2H2O (reducción)

7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.

3 x (I₂ + 6H₂O ----->2IO₃^- + 12H⁺ + lOe^-)




10x (NO₃^- + 4H⁺ + 3e^- ------->NO + 2H₂O)

8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.

3 I₂ + 18 H₂O ------->6 IO₃^- + 36H⁺ + 30 e-

10 NO₃^- + 40 H⁺ + 30 e^- -------> 10 NO + 20 H₂O

SUMANDO:

3I₂ + 10NO₃^- + 4H⁺ --------> 6IO₃^- + 10NO + 2H₂O

-Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.

-Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación:

3I₂ + 10HNO₃ -------> 6HIO₃ + 10NO + 2H2O