miércoles, 21 de enero de 2009

ARITMÉTICA QUÍMICA

INTRODUCCIÓN A LOS CÁLCULOS QUÍMICOS

La estequiometría es una parte de la Química encargada de estudiar las relaciones que existen entre las masas y volúmenes de las sustancias que participan en las reacciones químicas. Este tema implica la formulación y solución de problemas. Para poder resolver estos problemas, necesitamos conocer algunos conceptos fundamentales y sus aplicaciones.

El propósito de esta lección es conocer estos conceptos fundamentales que son los siguientes: peso atómico, átomo-gramo, peso molecular, mol, peso equivalente de un elemento y de un compuesto.

PESO ATÓMICO DE UN ELEMENTO QUÍMICO.- (P.at.) Como quiera que los elementos químicos son generalmente una mezcla de sus isótopos, es que debemos entender que todos los átomos que le constituyen no tienen la misma masa y por tanto el mismo peso; sin embargo, todos sabemos que a cada elemento químico le corresponde un peso atómico determinado, que no es sino el peso promedio de sus isótopos teniendo en cuenta sus porcentajes de abundancia en la naturaleza.

Según esta idea el peso atómico de un elemento se podría determinar con la siguiente fórmula, si se conocen las masas de cada uno de sus isótopos y los porcentajes de abundancia de cada uno de ellos:

Sin embargo, en todas las tablas periódicas, donde se consignan las características de los diferentes elementos químicos figuran los pesos atómicos relativos de los elementos químicos que se determinaron tomando como término de comparación a un isótopo del carbono que es el carbono-12.

El peso atómico relativo de un elemento se puede definir como el peso de dicho elemento que resulta de compararlo con la doceava parte del carbono-12 (C-12) al que por convención se le ha asignado el peso de 12,0000 uma (unidades de masa atómica).

Cada elemento químico se caracteriza por poseer un peso atómico concreto.

H = 1,008 .........................Cl = 35,453
C = 12,011 ........................Na = 22,9897
O = 15,9994 .....................S = 32,06
N = 14,0067 .....................Fe = 55,847

ATOMO-GRAMO.- (At-g) Conociendo los pesos atómicos relativos de los elementos podemos determinar los pesos de los átomos individuales en gramos, pero tal determinación fue posible cuando los hombres de ciencia descubrieron que en una cantidad de gramos de cada elemento igual a sus pesos atómicos existe siempre igual cantidad de átomos (6,023 x 1023).

Un átomo gramo se puede definir como una cantidad de gramos de un elemento capaz de contener 6,023 x 1023 de átomos del mismo. En otros términos podemos decir que un átomo-gramo de un elemento es igual a su peso atómico expresado en gramos.

Ejemplo:

Si el P.at. del H = 1,008uma (peso de 1átomo de hidrógeno)
luego:
1 at-g de H = 1,008 g (peso de 6,023x1023 átomos de hidrógeno)

Si el P.at. del C = 12,011uma (peso de 1 át.de carbono)
luego:
1 at-g de C = 12,011 g (peso de 6,023x1023 átomos de carbono)

PROBLEMA.- ¿Cuál es el peso en gramos de un átomo de hidrógeno?

Sabemos que el peso atómico redondeado del hidrógeno es 1 uma, luego un át-g de él pesa 1g, pero también sabemos un gramo de hidrógeno contiene 6,023 x 1023 átomos. Teniendo en cuenta estas ideas:

CONSTRUYENDO MEMORIA DE LARGO PLAZO (41)

  1. Calcular el peso atómico del silicio sabiendo que los isótopos que lo forman y sus porcentajes de abundancia son: Si-28 = 92,27%, Si-29 = 4,68% y Si-30 = 3,05%. Rpta.- 28,107
  2. El peso atómico del carbono es 12,011, si está constituido por dos isótopos, uno de los cuales es el C-12 cuyo porcentaje de abundancia es 98,9%.¿Cuál es la masa del otro isótopo? Rpta.- 13
  3. Determinar el peso atómico del cloro sabiendo que está formado por dos isótopos cuyos porcentajes de abundancia son: Cl-35 = 75,4% y Cl-37 = 24,6%. Rpta.- 35,492
  4. ¿Cuántos átomos gramo de azufre hay en 100 g de dicha sustancia? Rpta.- 3,12
  5. ¿Cuántos gramos hay en 2,75 at-g de hierro? Rpta.- 154g
  6. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de plomo? Rpta.- 3,44 x 10-24g
  7. ¿Cuántos átomos-gramo hay en 5 x 1030 átomos de sodio? Rpta.- 8 x 107
  8. Teniendo en cuenta la que la densidad del Ni es de 8,9g/cc. Calcular el volumen de un átomo de dicho elemento. Rpta.- 1,09 x 10-23 cc.
  9. Calcular el número de átomos gramo de Fe que hay en un bloque del mismo de 8 x 2,5 x 10 cm. La densidad del fierro es de 7,9g/cc. Rpta.- 28,2 at-g
  10. Se tiene 6,56 x 1023 átomos de plomo y sabiendo que la densidad del mismo es de 11,3 g/cc. ¿Cuál es el volumen que ocupan? Rpta.- 2cc.
  11. Al analizar la clorofila se observa que 2,68% es de Mg. ¿Cuántos átomos de Mg hay en 5 g de clorofila? Rpta.- 3,31x1019
  12. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene mayor cantidad de átomos: 13,4g de Fe, 0,22 at-g de Fe o 1,566 x 1023 átomos? Rpta.- 1,566 x 1023
    Nota: Tener en cuenta que las respuestas de algunos problemas no son correctas y que en algunos números exponenciales el exponente no está adecuadamente escrito.

PESO MOLECULAR.- (P.M.) Como hemos visto en una lección anterior una molécula puede estar formada por uno o varios átomos iguales o diferentes unidos entre sí por enlaces covalentes. Si conocemos los pesos atómicos de sus elementos, podemos determinar el peso de la molécula sumando los pesos de los átomos que la forman.

Sin embargo, no todos los compuestos que conocemos son compuestos moleculares, existen otros compuestos que son iónicos y como tales su unidad estructural no es la molécula sino el ion. En el caso de estos compuestos no se puede hablar de peso molecular, se habla de peso fórmula o peso fórmula mínima (P.F.) que se calcula igual que el peso molecular.

MOL.- Es la unidad SI de cantidad de sustancia química pura que se define como la cantidad de sustancia capaz de contener tantas unidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc.) como átomos existen en 12,0000g de C-12 (6,023 x 1023).

Si conocemos el peso molecular o peso fórmula de una sustancia podemos determinar cuánto pesa una molécula-gramo o mol de la misma.

Ejemplo:

P.M. del H2SO4 = 98uma = peso de 1 molécula de ácido sulfúrico.
luego:
1 mol de H2SO4 = 98 g = peso de 6,023x1023 moléculas de H2SO4

P.M. del CO2 = 44uma = peso de 1 molécula de CO2
luego:
1 mol de CO2 = 44 g = peso de 6,022 x 1023 moléculas de CO2.

Un mol de cualquier sustancia química contiene 6,023x1023 moléculas, aproximadamente.


CONSTRUYENDO MEMORIA DE LARGO PLAZO (42)

  1. ¿Cuántos moles hay en 250g de H3PO4? Rpta.- 2,55
  2. ¿Cuántas moléculas hay en 0,75 moles de HCl? Rpta.- 4,517x1023
  3. ¿Cuál es la masa en gramos de 2,007 x 1022 moléculas de KMnO4? Rpta.- 5,264g
  4. ¿Cuál es la masa en gramos de una molécula de oxígeno? Rpta.- 5,313x10-23
  5. ¿Cuánto pesan 0,8 moles de H2SO4 Rpta.- 78,4g
  6. ¿Cuántos moles equivalen a 3 x 10 20 moléculas Rpta.- 4,982 x 10-2
  7. Tenemos 0,15 moles de P4 a)¿Cuántas moléculas de P4 hay? b) Cuántos átomos de P hay? Rpta.- a) 9x1022, b) 3,6x1023.
  8. ¿Cuántos átomos-gramo de oxígeno hay en 0,15 moles de Ba(NO3)2? Rpta.- 0,90.
  9. ¿Cuántos átomos de nitrógeno hay en 100g de fosfato de amonio, (NH4)3PO4? Rpta.- 1,2127x1024
  10. ¿Cuántos átomos de carbono hay en 1,08g de quinina, C20H24N2O2? Rpta.- 4,015x1022
  11. Una gota de agua es aproximadamente igual a 0,05 ml. La densidad del agua a temperatura ambiente es aproximadamente 1g/ml. ¿Cuántas moléculas de H2O hay en una gota de agua? Rpta.- 2x1021
    Nota: Tener en cuenta que las respuestas de algunos problemas no son correctas y que en algunos números exponenciales el exponente no está adecuadamente escrito.


PESOS EQUIVALENTES.- Llamados también equivalentes-gramo, son los pesos de sustancias químicas que se equivalen para efectos de una reacción. Por ejemplo un equivalente gramo de fierro férrico (18,67g) reacciona completamente con un equivalente gramos de oxígeno (8g) para formar óxido férrico, en el mismo sentido, un equivalente gramo de un ácido reacciona completamente con un equivalente gramo de un hidróxido, o un equivalente gramo de un agente oxidante reacciona totalmente con un equivalente gramo de un agente reductor.

Conocer los pesos equivalentes de ácidos, bases, oxidantes y reductores nos facilitarán la realización de muchos cálculos químicos.

EQUIVALENTE GRAMO DE UN ELEMENTO QUÍMICO.- (Eq-g) Se define como el peso de dicho elemento capaz de combinarse con 8g de oxígeno o capaz de desplazar a 1 g de hidrógeno de sus compuestos.
EQUIVALENTE GRAMO DE UN COMPUESTO (Eq-g).- A continuación presentamos las fórmulas que te permitirán determinar el peso de un equivalente gramo de un hidróxido, ácido, sal, de un agente oxidante y de un agente reductor.

Eq-g. DE UN HIDRÓXIDO.- Es el peso del hidróxido capaz de consumir un mol de iones hidrógeno positivos o protones (H+). Se le puede hallar así:


Eq-g. DE UN ÁCIDO.- Es el peso del ácido capaz de producir un mol de iones hidrógeno positivos o protones (H+). Se le puede hallar así:

Eq-g. DE UNA SAL:



CONSTRUYENDO MEMORIA DE LARGO PLAZO (43)

  1. El análisis de una muestra de un compuesto demuestra que contiene 11,33g de Fe y 4,87g de O. ¿Cuál es el peso equivalente del Fe y la valencia que corresponde a dicho elemento? Rpta.- 18,6 y 3.
  2. ¿Cuál es el peso equivalente de del fósforo en el P4H10? Rpta.- 6,20.
  3. Determinar cuanto pesan 2,5 equivalentes gramo de FeCl3? Rpta.- 134,166.
  4. ¿Cuántos equivalente gramos de ácido sulfúrico existen en 70g de dicha sustancia? Rpta.- 1,428.
  5. ¿Dónde hay mayor cantidad de sustancia ¿en 0,9 equivalente gramo de Ca(OH)2 o en 0,7eq-g de HNO3? Rpta.- 0,7eq-g.
  6. Una muestra de 4,025g de un metal desplaza a 0,2016g de H del ácido clorhídrico, si la valencia del metal es 2, ¿cuál es el peso equivalente del metal y cuál su peso atómico? Rpta.- 20,12 y 40,24.
  7. En una reacción redox el agente oxidante dicromato de potasio, K2Cr2O7, se convierte en cloruro de cromo (III), CrCl3, determine cuánto pesa un equivalente gramo de dicromato de potasio. Rpta.- 98g.
  8. ¿Cuánto pesan 2,5 equivalentes gramo de ácido fosfórico, H3PO4? Rpta.- 32,66.
  9. ¿Cuántos equivalentes-gramo hay en 250g de hidróxido de aluminio, Al(OH)3? Rpta.- 9,62.
  10. ¿Qué peso de Na2CO3 se necesita para neutralizar 4,98g de HCl, sabiendo que la reacción es: Na2CO3 + 2 HCl ------- 2 NaCl + H2O + CO2. Rpta.- 7,11g.

PROYECTO SUGERIDO


Averigua de qué manera se puede calcular las dimensiones moleculares en forma experimental o de qué manera se puede determinar aproximadamente el número de Avogadro (6,023x1023). Tienes que presentar el experimento a tus compañeros.

AGUA

IMPORTANCIA DEL AGUA.- La vida como la conocemos depende del agua, la cual es la sustancia más abundante en los tejidos de las plantas y animales, así como en la mayor parte de la superficie terrestre.

Las propiedades excepcionales del agua tienen gran efecto en la naturaleza de nuestro medio ambiente. Su alto calor específico ayuda a evitar las grandes fluctuaciones de temperatura en la superficie terrestre. Las masas de agua de los océanos y lagos absorben calor del sol durante el día y lo liberan a la atmósfera durante la noche sin experimentar un cambio de temperatura considerable. La superficie lunar que tiene un calor específico que es la quinta parte de la del agua y por tanto sufre variaciones de temperatura entre 120°C y -150°C.

El hecho de que el agua se expanda cuando se congela tiene efectos benéficos y perjudiciales. Daña los tejidos de los animales y las plantas ya que ocasiona que las células se rompan. El mismo proceso es causa de la descomposición de los materiales rocosos para producir suelos fértiles.

La menor densidad del agua sólida (hielo) comparada con la del agua líquida da lugar a que el hielo flote y con ello evita que el agua de los mares y lagos se congelen totalmente y las consecuencias desastrosa que ello supondría.

Las propiedades del agua cambian notablemente cuando se disuelven en ella ciertas sustancias; estas pueden mezclarse con agua en forma natural, tal como ocurre con las sales disueltas en el agua de mar y otras que se introducen como consecuencia de las actividades del hombre, muchas veces estas impurezas tienen un efecto negativo sobre las masas de agua y las formas de vida que necesitan de ellas.

El agua es el componente principal de la materia viva. Constituye del 50 al 90% de la masa de los organismos vivos. El protoplasma, que es la materia básica de las células vivas, consiste en una disolución de grasas, carbohidratos, proteínas, sales y otros compuestos químicos similares en agua. El agua actúa como disolvente transportando, combinando y descomponiendo químicamente esas sustancias. La sangre de los animales y la savia de las plantas contienen una gran cantidad de agua, que sirve para transportar los alimentos y desechar el material de desperdicio.

El agua desempeña también un papel importante en la descomposición metabólica de moléculas tan esenciales como las proteínas y los carbohidratos. Este proceso, llamado hidrólisis, se produce continuamente en las células vivas.

ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA.- Las propiedades físicas de las sustancias puras dependen de dos factores:

  1. De la naturaleza de sus unidades estructurales (átomos, iones o moléculas).
  2. De la intensidad de las fuerzas (interatómicas, interiónicas o intermoleculares) que existen entre sus unidades estructurales.

Para poder entender las propiedades del agua tenemos que conocer primero su estructura molecular.

El agua es un compuesto molecular ya que su unidad estructural es la molécula de agua formada por un átomo de oxígeno unido a dos átomos de hidrógeno por enlaces covalente polares, lo que determina una desigual distribución de la carga eléctrica entre los átomos de oxígeno e hidrógeno. Los enlaces oxígeno hidrógeno forman entre sí un ángulo de 104,5 grados, aproximadamente.
El hecho de que los átomo en el agua están unidos por enlace covalente polar y la estructura angular de la misma determinan que sus moléculas sean polares, es decir que ellas presenten un polo ligeramente positivo y otro ligeramente negativo.

La naturaleza polar de sus moléculas da lugar a la existencia de fuerzas de atracción entre las mismas y al establecimiento de enlaces por puente de hidrógeno entre ellas. Esta fuerza de atracción hay que sumarla a la fuerza de atracción que se debe a sus masas.

PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA.- Entre otras tenemos:

  1. ESTADO FÍSICO.- El agua en estado natural es líquido. Si las fuerzas de atracción entre sus moléculas dependieran solamente de las masas de sus moléculas (18 uma) el agua debería encontrarse en estado gaseoso lo que haría imposible la vida en la tierra tal como la conocemos. La polaridad de sus moléculas aumenta notablemente la fuerza de atracción entre ellas determinando que su estado físico sea líquido.
  2. PUNTO DE EBULLICIÓN.- Es de 100°C. Este es anormalmente alto en relación a su peso molecular; sin embargo, debido a la polaridad de sus moléculas y consecuente mayor fuerza de atracción entre las mismas, ese punto de ebullición es explicable.
  3. DENSIDAD.- Es de 1 g/cc, es decir que aproximadamente un centímetro cúbico de agua pesa un gramo.
  4. CALOR ESPECÍFICO.- O capacidad calorífica del agua es de 1cal/g°C, esto quiere decir que para elevar la temperatura de un gramo de agua en un grado centígrado tenemos que aplicarle una caloría de energía. Su capacidad calorífica es mayor que la de cualquier otro líquido.
  5. PODER DISOLVENTE.- El agua es un magnífico disolvente tan es así que se la conoce como el disolvente universal. Como quiera que sus moléculas son polares el agua es un disolvente polar y por tanto solo disuelve a sustancias polares.
  6. IONIZACIÓN DEL AGUA.- El agua por ser un compuesto molecular se ioniza muy poco si cogemos un litro de agua solo se ionizan 10-7 moles de la misma (10-7 mol/l). La ionización ocurre tal como se sugiere luego.
    H2O -----> H+ + OH-
  7. CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.- El agua pura es mal conductor de la corriente eléctrica debida a la pequeña cantidad de iones libres que contiene. La conductividad eléctrica del agua se puede aumentar disolviendo en ella cualquier sustancia que aumente la cantidad de iones libres.
  8. SOLIDIFICACIÓN EL AGUA.- Cuando el agua se solidifica aumenta de volumen debido a que la asociación lineal de moléculas del agua en estado líquido gracias a los enlaces por puente de hidrógeno, se modifica dando lugar otro tipo de asociación que deja muchos espacios libres entre sus moléculas; de allí su mayor volumen. Esta forma de comportamiento determina que la densidad del agua sólida sea menor que la del agua líquida (aproximadamente 0,9g/cc), por esta razón el hielo flota.
  9. ESTABILIDAD QUÍMICA DEL AGUA.- El agua es un compuesto que en estado líquido es muy estable debido a la gran estabilidad de los enlaces hidrógeno oxígeno. No se descompone fácilmente por acción del aumento de temperatura: a los 2 500°C solo se descompone el 2% de sus moléculas.

PROPIEDADES QUÍMICAS DEL AGUA.- Entre ellas tenemos:

  1. Reacciona con algunos óxidos ácidos formando oxácidos.
  2. Reacciona con alguno óxidos básicos formando hidróxidos.
  3. Reacciona con ciertos metales (metales alcalinos) formando hidróxidos y liberando hidrógeno.
  4. El agua reacciona con los no metales, sobre todo con los halógenos, por ej: Haciendo pasar carbón al rojo sobre el agua se descompone y se forma una mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno (gas de agua).
  5. Algunos metales descomponen el agua en frío y otros lo hacían a temperatura elevada.
  6. El agua forma combinaciones complejas con algunas sales, denominándose hidratos. En algunos casos los hidratos pierden agua de cristalización cambiando de aspecto, y se dice que son eflorescentes, como le sucede al sulfato cúprico (CuSO4.5H2O), que cuando está hidratado es de color azul, pero por pérdida de agua se transforma en sulfato cúprico anhidro de color blanco.

CONSTRUYENDO MEMORIA DE LARGO PLAZO (44)

  1. Consultando libros en biblioteca o internet, desarrolla en tu carpeta de trabajo los siguientes temas:
    * Clases de agua: Aguas duras, agua pesada, agua destilada.
    * Agua potable.- Características, potabilización del agua: etapas.
  2. ¿Por qué el agua es un compuesto molecular?
  3. ¿Por qué las moléculas de agua son polares?
  4. ¿A qué se deben las fuerzas de atracción entre las moléculas de agua?
  5. ¿Por qué el agua se encuentra en estado líquido?
  6. Si las fuerzas de atracción entre las moléculas de agua sólo se debieran a sus masas ¿su punto de ebullición sería mayor o menor que 100ºC? ¿Por qué?
  7. Sugiera el significado de las siguientes expresiones referidas a las propiedades del agua.
    D = 1g/cc;
    C.e.= 1cal/goC ; Grado de ionización = 10-7 mol/l
  8. ¿Cuál es la ventaja del elevado calor específico del agua?
  9. ¿Cuál es la ventaja de la menor densidad del hielo que el agua líquida?
  10. ¿Cuál es el beneficio que nos proporciona el hecho de que el agua al solidificarse aumenta de volumen?
  11. Con una secuencia de gráficos describe como el agua disuelve a una sustancia polar.
  12. ¿Por qué el agua pura es mal conductor de la corriente y el agua de caño buen conductor de electricidad?
  13. Menciona 10 razones por las que el agua es importante.

SOLUCIONES

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias cuyas proporciones relativas pueden variar dentro de ciertos límites.

COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN.- Las sustancias componentes de una solución son:

1.- SOLUTO.- Es el componente menos abundante de una solución.
2.- DISOLVENTE.- Es el componente más abundante en la solución.

Los componentes de una solución se pueden encontrar en cualesquier estado físico.

Cuando el disolvente en una solución es el agua, la solución se llama solución acuosa; si es alcohol, solución alcohólica, etc.

Cuando se disuelve una sustancia molecular en el agua, el soluto se divide hasta obtener moléculas individuales y la solución se llama molecular, que se caracteriza por ser mala conductora de la corriente eléctrica; pero, si se disuelve un compuesto iónico en agua, el soluto se divide hasta obtener iones positivos y negativos y la solución se llama iónica y se caracteriza por ser buena conductora de electricidad.

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN.- Si en una solución la cantidad de soluto existente es pequeña, se afirma que la solución es diluida y concentrada, cuando la cantidad de soluto es grande. Cuando a cierta temperatura no es posible disolver más soluto en la solución, se dice que estamos frente a una solución saturada y si, además, tiene un exceso de soluto, se afirma que es una solución sobresaturada.

El término concentración de una solución lo usamos, con frecuencia para referirnos a la descripción de la composición de una solución, es decir, para expresar la cantidad de soluto que existe en una determinada cantidad de solución.

MÉTODOS PARA EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN.- Para expresar la concentración de una solución podemos usar unidades físicas o unidades químicas.

1.- UNIDADES FÍSICAS.- Entre otras tenemos:

a) PARTES POR MILLÓN (ppm).- Expresa la concentración como el número de miligramos de soluto por litro de disolución.

Ejemplo.- El agua que contiene 0,05 ppm de Pb+2, es considerada inapta para el consumo humano. Esta solución contiene 0,05 mg de Pb+2 por cada litro de agua.

b) PORCENTAJE EN PESO.- O soluciones porcentuales son aquellas en las que la composición de una solución se expresa en términos de peso de soluto por cada 100 unidades de peso de solución.

Ejemplo.- Una solución al 15% en peso de cloruro de sodio tiene la siguiente composición: 15 g de cloruro de sodio en 100 g de solución.

CONSTRUYENDO MEMORIA DE LARO PLAZO ( 45)
  1. ¿Cuántos gramos de solución al 15% de NaCl se necesita para extraer 38g de cloruro de sodio evaporando el agua? Rpta.- 253g
  2. Cuántos gramos de ácido clorhídrico concentrado que tiene una concentración del 37,9% de HCl en peso se requiere para disponer de 5g de HCl puro. Rpta.- 13,2g
  3. Se necesita preparar 250g de solución de Na(OH) al 19,7% en peso. ¿Cuántos gramos de Na(OH) y agua se necesitan? Rpta.- 49,25 y 200,75g
  4. ¿Cuál es la concentración porcentual de la solución que contiene 85g de H2SO4 en 500 g de solución? Rpta.- 16%
  5. ¿Con qué cantidad de agua deben diluirse 40g de ácido nítrico para obtener una solución al 5% en peso de dicha sustancia? Rpta.- 760g
  6. Calcular el volumen ocupado por 100g de solución de Na(OH) cuya densidad es de 1,20g/cc. Rpta.- 83,3ml.
  7. Calcular el peso de ácido clorhídrico puro que existe en 5ml de ácido clorhídrico cuya concentración es de 37,23% de peso y su densidad de 1,19g/cc. Rpta.- 2,22g
  8. Calcular el volumen de H2SO4 concentrado, del 98% en peso y densidad de 1,84g/cc que contendrá 40g de ácido puro. Rpta.- 22,17cc
  9. ¿Qué volumen de ácido nítrico, HNO3, diluido de densidad 1,11g/cc y con 19% de HNO3 en peso contiene 10 g de dicha sustancia pura? Rpta.- 47ml.

2.- UNIDADES QUÍMICAS.- Entre ellas tenemos:

a) MOLARIDAD.-(M) La molaridad de una solución está determinada por el número de moles (n) de soluto que existen en cada litro de solución.

Ejemplo.- Una solución de concentración 2 Molar (2M) tiene la siguiente composición: 2 moles de soluto en cada litro de solución.

Todos sabemos que para determinar el número de moles de soluto que existen en una cantidad determinada de gramos de una sustancia se puede usar la siguiente fórmula:

Si reemplazamos n de la fórmula (1) por esta expresión obtenemos la siguiente fórmula que nos permite realizar cálculos sobre soluciones molares.

CONSTRUYENDO MEMORIA DEL LARGO PLAZO (46)

  1. ¿Cuál es la molaridad de la solución que contiene 250g de CaCl2 en 1500ml de solución? Rpta.- 1,5M
  2. ¿Qué peso de hidróxido de calcio se requiere para preparar 2,5 litros de solución 1,2 molar de dicha sustancia? Rpta.- 222g
  3. ¿Qué peso de soluto hay en 800 ml de solución 0,5 molar de HNO3? Rpta.- 25,2g
  4. ¿Cuál es la concentración molar de la solución que contiene 10g de HCl en 50 ml de solución? Rpta.- 5,5M
  5. ¿Qué volumen de solución 0,75 M podría prepararse con 500 g de Na2SO4? Rpta.- 4,61 l. 6.- Hallar la molaridad de la solución que contiene 196g de H2SO4 en 500 ml de solución. Rpta.- 4 mol/l
  6. ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio, KMnO4, se requieren para preparar 500ml de solución 2 M de dicha sustancia? Rpta.- 158g
  7. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 250 ml de solución 2,5 molar? Rpta.- 36.56g
  8. ¿Cuál es la molaridad de la solución que con tiene 100mg de HNO3 en 10 mililitros de solución? Rpta.- 0.12 M.
  9. ¿Cuál es la concentración molar de la solución que contiene 12 milimoles de HI en 100 ml de solución? Rpta.- 0,12 M
  10. ¿Cuántos mililitros de HCl, cuya concentración es de 38% y su densidad de 1,19g/ml, se requieren para preparar 2 litros de solución 0,3 molar?

b) NORMALIDAD.-(N) La normalidad de una solución está determinada por el número de equivalentes-gramo de soluto que existen en cada litro de solución.

Ejemplo: Si una solución tiene una concentración 0,7 normal (0,7N) posee la siguiente composición: Contiene 0,7 eq-g de soluto en cada litro de solución.

Todos sabemos que para determinar el número de eq-g de soluto que existen en una cantidad determinada de gramos de una sustancia se puede usar la siguiente fórmula:

Si reemplazamos # Eq-g, en la fórmula (2) por esta expresión, obtenemos la siguiente fórmula que nos permite realizar cálculos sobre soluciones normales.

c) MOLALIDAD.-(m) La molalidad de una solución está determinada por el número de moles de soluto que existen en cada kilogramo de disolvente.
Ejemplo: Si una solución tiene una concentración 2,5 molal es que tiene la siguiente composición: Contiene 2,5 moles de soluto en un kilogramo de disolvente.

CONSTRUYENDO MEMORIA DE LARGO PLAZO ( 47)

  1. ¿Qué concentración normal tiene la solución que contiene 10,5 g de H2SO4 en 1,5 litros de solución? Rpta.- 0,14 N
  2. Una solución contiene 50 mg de FeCl3 en 0,5 litros de solución. ¿Cuál es su normalidad? Rpta.- 0,0015 N
  3. Hallar la concentración normal de la solución que contiene 450g de NaOH en 2 litros de solución. Rpta.- 5,6 N
  4. ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2 se deben añadir al agua para obtener 3 litros de solución 0,1N? Rpta.- 11,1g
  5. Calcula el número de equivalentes gramo de Na2CO3 que se debe disolver para preparar 250 cc de solución 0,08 N. Rpta.- 0,02 eq-g
  6. ¿Cuántos cm3 de H2SO4, de 96% de pureza y una densidad de 1,8g/cc, se requieren para preparar 400 cc de solución 0,1N? Rpta.-
  7. ¿Cuál será la normalidad de la solución de H2SO4 al 98% en peso cuya densidad es de 1,8g/cc? Rpta.-
  8. Queremos preparar 17,31ml de solución de KMnO4 0,692 N para utiulizarla en una reacción donde MnO4- pasa a Mn2+. ¿Cuántos gramos de KMnO4 se necesitan? Rpta.- 0,379g.

DILUYENDO SOLUCIONES.- Algunas veces, en el laboratorio, se diluyen soluciones de concentración conocida con una cantidad, también conocida, de agua destilada o se mezclan soluciones de concentración conocida, necesitando saber cual es la concentración de la solución resultante. A continuación presentaremos, mediante problemas resueltos, la forma de realizar esos cálculos usando las siguientes fórmulas.

Fórmulas para realizar cálculos sobre disolución de soluciones

Fórmula para realizar cálculos sobre mezcla de soluciones de concentración conocida



CONSTRUYENDO MEMORIA DE LARGO PLAZO ( 48)

  1. Calcular el volumen de agua que debe añadirse a 250 ml de una solución 1,25 N para hacerla 0,5 N. Rpta.- 375 ml.
  2. ¿Qué volúmenes de HCl 12N y 3 N deben mezclarse para dar 1 litro de HCl 6N? Rpta.- 1/3 L 12N, 2/3 L 3N
  3. ¿Qué volumen de agua se debe agregar a 400 g de alcohol etílico al 80% para bajarlo al 20%? Rpta.- 1200g.
  4. Se tiene 150ml de una solución 0,3M de ácido sulfúrico, si se le agrega 20ml de agua, ¿cuál será la molaridad de la nueva solución? Rpta.- 0,27mol/L

pH DE SOLUCIONES ÁCIDAS Y BÁSICAS

En este punto del desarrollo de nuestro curso, todos ya sabemos que la acidez de los ácidos se debe a los iones hidrógenos positivos o protones y la basicidad o alcalinidad de los hidróxidos se debe a los iones hidróxido. En este apartado, aprenderemos a expresar la acidez o basicidad de las soluciones o de los diferentes medios, en términos de la concentración de protones que existe en las mismas, pero para lograr este fin debemos, previamente, clarificar nuestras ideas sobre los ácidos y las bases.

TEORÍAS SOBRE LOS ÁCIDOS Y LAS BASES.- Entre ellas tenemos las dos siguientes.
TEORÍA DE ARRHENIUS.- Afirma que un ácido es cualquier sustancia que en solución es capaz de ceder iones hidrógeno positivos o protones (H+) y bases es toda sustancia que en solución acuosa es capaz de ceder iones hidróxido (OH-), tal como se sugiere en los siguientes ejemplos:
TEORÍA DE BRONSTED Y LOWRY.- Afirma que:

a) ÁCIDO.- Es cualquier molécula o ion con capacidad para ceder iones hidrógeno positivos o protones (H+) en solución acuosa.

Hoy sabemos que los protones que los protones no pueden existir en estado libre, sino que apenas se forman, inmediatamente se combina con una molécula de agua formando el ion hidronio.

De lo dicho anteriormente se desprende que el ion hidronio es la especie iónica que predomina en las soluciones ácidas, aunque por razones de carácter práctico se suele afirmar que en un medio ácido predominan los iones hidrógenos positivos o protones

b) BASE.- Es cualquier molécula o ion con capacidad para aceptar iones hidrógenos positivos o protones.

De la observación de la última ecuación podemos deducir que las sustancias que en su estructura presentan el ion hidróxido tienen carácter básico.

ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES.-Recordemos que todos los ácidos, hidróxidos y sales, al disolverse en agua se disocian parcial o totalmente en iones, por esa razón se les llama electrolitos.

Un electrolito que se disocia total o casi totalmente en iones se llama electrolito fuerte, pero si son pocas las moléculas que se disocian en iones, por debajo del 5%, se llaman electrolitos débiles.

Son electrolitos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, NaCl, LiOH, NaOH, RbOH, CsOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, etc.

Son electrolitos débiles: H2S, H3PO4, HF, H3BO3, H2SO3, HNO2, H2CO3, HClO, HCN, NH3, etc.

Los ácidos y las bases que tienen un alto grado de ionización son ácidos o bases fuertes, mientras que los que tienen bajo grado de ionización son ácidos o bases débiles.

PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA (Kw).- Se ha comprobado experimentalmente que el agua se ioniza muy poco, tal como se sugiere a continuación:

En un litro de agua se disocian 10-7 moles de agua y existen por lo tanto 10-7 moles de protones y 10-7 moles de iones hidróxido.

El producto iónico del agua (Kw) es una constante que resulta de, teóricamente, multiplicar la concentración de protones [H+] por la concentración de iones hidróxido [OH-] que existen en un litro de agua.

SOLUCIONES ÁCIDAS, BÁSICAS Y NEUTRAS.- Si agregamos ácido al agua, aumentamos la concentración de protones, H+, por encima de 10-7 mol/L, pero como el producto iónico del agua es una constante y debe permanecer como tal, la concentración de iones hidróxido, OH-, debe disminuir.

De lo anterior se desprende que una solución es ácida cuando la concentración de protones es mayor que 10-7 mol/L.

Teniendo en cuenta los razonamientos anteriores, debemos concluir en lo siguiente:

CONCEPTO DE pH.- El pH es una forma de expresar el grado de acidez o basicidad (alcalinidad) de un medio, utilizando para ello números enteros y sencillos del 1 al 14.

Estos valortes resultan de calcular el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno positivos o protones que exiten en un medio determinado.

En correspondencia con lo dicho anteriormente, el pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de protones que existen en un medio o como el el logaritmo decimal de la inversa de la concentración de protones.


IMPORTANCIA DEL pH.- Desde el punto de vista biológico, el pH tiene mucha importancia ya que en los organismos vivos debe permanecer más o menos constante debido a la existencia de mecanismos reguladores adecuados. Cualquier variación considerable del mismo es incompatible con la vida. El pH de la sangre es aproximadamente 7.

La tierra suele tener un pH que oscila entre 5 y 7. Es necesario indicar que cada especie vegetal requiere de un pH determinado para su normal desarrollo, de allí la gran importancia del estudio del pH de los suelos en las actividades agrícolas.


SOLUCIONES TAMPÓN O AMORTIGUADORAS.- Las mezclas de ácidos débiles y sus sales, o la mezcla de las bases débiles y sus sales, son llamadas soluciones tampón o amortiguadoras porque resisten los cambios de la concentración de iones hidrógenos positivos o protones (H+) producidos por la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases.

Los siguientes son algunos amortiguadores importantes:

La sangre es un importante ejemplo de solución tampón en la que el ácido y el ion que ejercen la acción del amortiguamiento son el ácido carbónico, H2CO3, y el ion bicarbonato o carbonato ácido, HCO3-. Cuando entra un exceso de ion hidrógeno a la sangre, se elimina casi totalmente por la reacción:


Y cuando hay un exceso de ion hidróxido, éste es absorbido por la siguiente reacción:

Por este mecanismo el pH de la sangre humana se mantiene cerca de 7,35, es decir, ligeramente alcalina. Si el pH de la sangre es menor que 7,35 la condición se conoce como acidosis y si se eleva por encima de 7,45 se tiene una condición llamada alcalosis. Si la elevación está por encima de 7,8 o por debajo de 6,8 (debido a una respiración defectuosa, inanición, insuficiencia renal o alguna otra enfermedad) la persona puede sufrir daños irreversibles en el cerebro o incluso morir.