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CAPÍTULO IV SOLUCIONES

4.1 GENERALIDADES Muy pocos materiales que encontramos en la vida diaria son sustancias puras; la mayor parte son mezclas y muchas de ellas son homogéneas, es decir, sus componentes están mezclados de modo uniforme a nivel molecular. Esas son las soluciones. El término solución se aplica genéricamente a toda mezcla homogénea que tenga composición variable. Las soluciones se diferencian de: las mezclas corrientes porque éstas son heterogéneas, sus componentes se distinguen a simple vista o con el microscopio; de los compuestos, por su composición constante; y de las otras clases de dispersiones (suspensiones y coloides), por el tamaño. El agua de mar, el agua carbonatada, el aire, la gasolina, las monedas, los líquidos que fluyen en nuestro organismo acarreando gran variedad de nutrientes indispensables, sales y otros minerales, son ejemplos de soluciones. Las partículas que componen una solución se encuentran subdivididas hasta el tamaño de sus moléculas o iones (≈ 10-8 cm), y distribuidas uniformemente en todo el espacio disponible, sin que exista la tendencia a agruparse en determinadas regiones, por estas razones las soluciones son homogéneas. La homogeneidad y el tamaño permiten diferenciar los tres tipos de dispersiones, como se ilustra en la Tabla 4.1. Tabla 4.1 Diferencias entre los tipos de dispersiones. ________________________________________________________________ Suspensiones Coloides Soluciones ________________________________________________________________ Heterogéneas Homogéneas Homogéneas Tamaño:> 10-5 cm. Tamaño: 10-5 a 10-8 Tamaño:< 10-8 cm Partícula visible; no Partículas observa- Partículas no ob- pasan los filtros; se bles con ultrami- servables; pasan sedimentan. croscopio; difícil- todos los filtros;

mente filtrables; no se sedimentan. no se sedimentan espontáneamente.

Agua turbia de los Nubes, Jaleas , Aire, bebidas al- ríos, humos, leche. mantequilla. cohólicas, alea-

ciones metálicas Según el número de componentes, las soluciones pueden ser binarias (dos), ternarias (tres), cuaternarias, etc. El componente principal, que por lo general determina el estado físico de la solución y que se encuentra en mayor proporción, se denomina solvente; también se utilizan los términos "disolvente" y "fase dispersante". Los demás componentes se denominan solutos. Se considera entonces, que en una solución el soluto se halla disuelto en el solvente. Cuando un sólido o un gas forman una solución con un líquido, este último se considera

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el solvente. En los demás casos se utiliza la convención anotada, que no deja de ser arbitraria e implica que la teoría de las soluciones es aún incompleta. Aunque existen soluciones en todos los estados, gaseosas, sólidas y líquidas; las más comunes y las más utilizadas son las líquidas. De las soluciones líquidas binarias nos ocuparemos especialmente en éste capítulo. La Tabla 4.2 muestra ejemplos de los tipos de soluciones binarias más comunes. Tabla 4.2 Tipos de soluciones binarias. _______________________________________________________________ Solvente Soluto Sólido Líquido Gas _______________________________________________________________ Sólido Latón:(Cu y Zn)

Oro 18 K:(Au y Ag): Amalgamas metá- Hidrógeno en Moneda $ 1(Ni y Cu) licas:(Zn y Hg; Paladio.

Cu y Hg) Líquido Salmueras y solucio- Aguardientes Oxígeno en -

nes salinas:(H2O y (Agua y etanol) agua: bebidas NaCl); Jarabes: azú- Gasolinas: (hi- gaseosas: car y agua CuSO4 en drocarburos en (CO2 en agua) H2O heptano).

Gas Partículas de polvo Nubes y nieblas Aire; toda -

en aire: Yodo subli- (agua en vapor mezcla de - mado:(yodo en aire) de agua). gases.

________________________________________________________________ Al comienzo de este capítulo se anotó que las soluciones se diferencian de los compuestos porque éstos tienen composición constante. Existe, además, otra diferencia: los componentes de una solución pueden separarse de una manera relativamente fácil, utilizando métodos físicos como la evaporación, la cristalización o la destilación. La selección del método depende del estado físico de la solución, o de alguno de sus componentes y del valor relativo que se de a la recuperación de uno de los componentes en particular. Así, por ejemplo, las soluciones de sólidos en líquidos se separan por evaporación o cristalización (que implican pérdida del solvente) cuando el solvente es agua, o por destilación cuando el solvente es más valioso (éter, cloroformo). Otra característica muy importante de las soluciones es que sus propiedades físicas y químicas son un conjunto de las propiedades de sus componentes. Las propiedades químicas de los componentes puros no varían en solución, sino que se manifiestan más activamente. En algunos casos, ciertas propiedades de un componente en particular se ven afectadas por la proporción relativa de los demás componentes. Este fenómeno reviste gran importancia tanto teórica como práctica como veremos más adelante. Otra clasificación que nos interesa de las soluciones es que éstas pueden ser electrolíticas y no electrolíticas. Podemos definir a la solución electrolíticas como aquellas que cuando el soluto se disuelve en el solvente, aquel se disocia en mayor o menor grado, como por ejemplo al agregar NaCl a el agua, el NaCl se ioniza, es decir, pasa a Na+(ac) + Cl-(ac) y las soluciones no electrolíticas son aquellas en las cuales al

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disolverse el soluto, éste conserva su forma molecular, como cuando adicionamos glucosa a el agua. Aquella sigue siendo C6H12O6 en su forma molecular. las soluciones que contienen solutos no volátiles presentan las siguientes propiedades: a) El descenso de la presión de vapor del solvente, b) El aumento del punto de ebullición, c) El descenso del punto de congelación y d) La presión osmótica. A estas propiedades se les denominan coligativas ya que su característica especial es que dependen únicamente del número de partículas en solución. 4.2 SOLUBILIDAD Y EL PROCESO DE DISOLUCIÓN Para que dos sustancias puedan formar una solución (se disuelva una en la otra) se necesita que sean miscible, es decir, que se puedan mezclar íntimamente y que este proceso se dé a escala iónica o molecular. La explicación del por qué ocurre se puede dar en términos de las fuerzas de atracción intermoleculares, sean éstas de naturaleza iónica, covalente, de puente de hidrógeno o fuerzas de van der Waals. Al mezclar compuestos diferentes, sus moléculas se ven obligadas a entrar en contacto y para que se dispersen homogéneamente se requiere superar las fuerzas de atracción tanto del soluto como del solvente; de esta manera las moléculas del solvente pueden separarse para abrir paso a las del soluto y luego rodearlas. Soluciones moleculares. Son aquellas en las cuales la mezcla se dá a escala molecular, como por ejemplo cuando un gas se disuelve en otro gas, caso específico del aire, que es prácticamente una disolución de oxígeno y nitrógeno. En ellos las fuerzas de atracción intermoleculares son débiles, el factor de solubilidad es la tendencia natural de las moléculas a mezclarse (la inclinación hacia el máximo desorden) y eso los hace miscible. Soluciones iónicas. Son aquellas en las cuales la mezcla se da en escala iónica, como por ejemplo cuando se disuelve cloruro de sodio, NaCl en agua, según la ecuación:

NaCl(s) ⎯⎯→⎯ OH2 Na+(ac) + Cl- (ac) En este caso la atracción se debe a una fuerza dipolo-dipolo. La atracción de iones por la molécula de agua se llama hidratación. la hidratación de los iones favorece la disolución de un sólido en agua, pero tiene en contra la energía reticular, qué es la energía que mantiene unidos los iones en retículo cristalino. De todas formas cuando se intenta formar una solución con un par de sustancias, pueden presentarse uno de tres casos: a) Si las fuerzas de atracción de las moléculas del soluto por las del solvente superan a las fuerzas de cohesión de las moléculas del soluto y del solvente, las sustancias se disolverán fácilmente: son miscibles.

b) Si las fuerzas de atracción de las moléculas del soluto por las del solvente son menores a las de cohesión de cada uno, las sustancias se solubilizan con dificultad: son parcialmente miscibles.

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c) Si las fuerzas de atracción de las moléculas del soluto por las del solvente son muy inferiores a las de cohesión de cada uno, las sustancias no se solubilizarian: son inmiscibles. Los compuestos con fuerzas de cohesión altas se caracterizan por sus altos calores y temperaturas de fusión, en el caso de los sólidos, o por sus altos puntos de ebullición, en el caso de los líquidos. Una solución se forma cuando la atracción entre las moléculas del soluto y del solvente es apreciable, pero si la fuerza de atracción es muy grande podría desencadenarse una reacción química. Por ejemplo, cuando el cloro, C12, se mezcla con el monóxido de carbono, se forma un nuevo compuesto gaseoso, el fosgeno, COCl2. La formación de una solución es una etapa intermedia en la cual las moléculas del disolvente y del soluto se unen, pero sin que ocurran cambios irreversibles. De no ser así, sería difícil recuperar sus componentes originales.

Principios de solubilidad. La teoría de las soluciones no ha progresado hasta el punto de que sea posible predecir la solubilidad de las sustancias. Lo mejor que se puede hacer es aplicar ciertos principios generales, basados en consideraciones estructurales, para predecir las solubilidades relativas de un soluto en varios solventes, o viceversa, las solubilidades de varios solutos en un mismo solvente. Puesto que las soluciones que más nos interesan son las líquidas, vamos a discutir brevemente los principios de solubilidad de sólidos, líquidos y gases, considerado como solutos, en los líquidos. Líquidos en líquidos: Aquí se puede aplicar el principio de “semejante disuelve semejante. Más significativamente, se puede decir que líquidos con estructura similar, es decir, con fuerzas intermoleculares del mismo tipo, serán solubles uno en otro en cualquier proporción. La gasolina, por ejemplo, está compuesta por hidrocarburos alifáticos con 6 a 9 átomos de carbono. Todos ellos son sustancias no polares, con estructuras similares, con fuerzas de atracción del mismo tipo y magnitud. Las fuerzas de cohesión del hexano, C6H14, en el hexano líquido puro, son muy similares a las que existen en una solución entre hexano y heptano, C7H16, o entre este y el octano, C8H18. Una molécula de hexano que pasara a una solución de octano no experimentaría cambios significativos en las interacciones con su exterior. A su vez, las sustancias polares se disuelven fácilmente en sustancias de similar polaridad. Las soluciones de metanol, CH3OH, y etanol, CH3CH2OH, en agua. H—OH, son posibles porque su estructura es similar, su peso molecular es bajo y. principalmente, porque las fuerzas de cohesión de sus moléculas se deben a los puentes de hidrógeno. A medida que el número de átomos aumenta, las moléculas de los alcoholes van siendo menos solubles en agua. El octanol, C8H17OH. es ya prácticamente insoluble. Esta misma tendencia se observa en muchos otros tipos de compuestos orgánicos: entre más alto sea su peso molecular, menor será su solubilidad en agua. Sólidos en líquidos. En estos casos también tiene validez el principio de “semejante disuelve semejante”: sólidos iónicos o polares se disuelven en solventes polares pero no se disuelven en solventes no polares. y sólidos no polares se disuelven

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preferencialmente en solventes no polares. Los azúcares y los alcoholes poseen grupos —OH altamente polares, y son solubles en agua gracias a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con ella, mientras que las grasas y las parafinas, poco polares. son insolubles en agua, pero solubles en benceno, C6H6 o tetracloruro de carbono CCl4, en donde los cuatros átomos de cloro se distribuyen simétricamente simétricamente alrededor del carbono. Puede esperarse que un sólido sea menos soluble en un solvente dado, que en un líquido químicamente semejante. El I2 y el Br2 pertenecen a la familia de los halógenos. y son solubles en solventes no polares. En el tetracloruro de carbono CCl4, por ejemplo, el bromo, que es liquido a temperaturas ordinarias, tiene una solubilidad ilimitada, mientras que el I2, sólido, tiene una solubilidad limitada (una solución de I2 en CCl4 a 250C no puede contener más del 2% de su peso en yodo). Esto puede explicarse en virtud de las fuerzas intermoleculares de atracción, que son mayores en los sólidos. Las fuerzas de adhesión entre las moléculas de yodo son mucho mayores que entre las de tetracloruro. Esta diferencia entre las fuerzas de cohesión explica también por qué los sólidos de bajo punto de fusión son más solubles en un solvente dado, a la misma temperatura, que los sólidos químicamente similares de alto punto de fusión. Gases en líquidos. Los gases son poco solubles en agua y en otros líquidos corrientes. Estas disoluciones, aunque menos comunes que las ya estudiadas, tienen importancia: sin la presencia de oxígeno en el agua de mares y ríos no sería posible la vida acuática; los refrescos y bebidas gaseosas representan parte apreciable de la industria de alimentos. En general. si se considera la solubilidad de dos gases en el mismo solvente, ésta será mayor para el que tenga el mayor punto de ebullición, es decir, para aquel cuyas fuerzas de cohesión sean apreciables. Como en el caso de los líquidos y los sólidos, los gases se disolverán más fácilmente en solventes con fuerzas intermoleculares de similar magnitud. 4.3-EFECTOS DE LA TEMPERATURA Y LA PRESIÓN SOBRE LA SOLUBILIDAD En el estudio de la solubilidad de dos sustancias, además de la naturaleza del soluto y del solvente, es decir de su estructura y de sus propiedades físicas, deben tenerse en cuenta dos condiciones externas: la presión y la temperatura. Temperatura: La solubilidad de un soluto particular en un solvente dado varía con la temperatura. El efecto de los cambios de temperatura sobre la solubilidad varía amplia-mente de un soluto a otro, por lo general de manera poco predecible, por lo cual debe determinarse experimentalmente en cada caso. La Figura 4.1 representa la variación de la solubilidad con la temperatura para varias sustancias sólidas en agua. La cantidad máxima de soluto que está en equilibrio con soluto no disuelto a una temperatura dada. Un punto cualquiera de las curvas indica la cantidad de soluto en gramos que puede disolverse con l00 g de agua a una temperatura determinada. Por ejemplo, en 100 g. de

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agua a 200C pueden disolverse 36 g de NaCl, 6 g de Ce2(SO4)3, 7 g de KClO3, 34 g de KNO3, y 77 g de CaCl2. La gráfica permite saber hasta que temperatura debemos calentar el agua para disolver determinada cantidad de soluto; por ejemplo para disolver 45.5 g de KCl la temperatura del agua debe ser mínima de 60°C. Además muestra que algunas sustancias aumentan solo ligeramente la solubilidad con la temperatura, como el NaCl. Con los gases ocurre el efecto contrario, es decir, cuando se aumenta la temperatura la solubilidad de los gases disminuye. La Figura 3.2 muestra la solubilidad de algunos gases a una presión de 101325 Pa. La razón por la cual la solubilidad aumenta en los sólidos y disminuye en los gases pueden explicarse considerando que la disolución de los sólidos es un proceso endotérmico (esto es que requiere energía), debido primordialmente a la cantidad de calor que debe suministrarse a la red cristalina para romperla, esta cantidad de calor es igual al calor de fusión. Consecuentemente, mientras más alta sea la temperatura mayor será la cantidad de calor que se suministre y el sólido se disolverá más fácilmente. Por el contrario, cuando se disuelve un gas en un liquido generalmente se desprende una cantidad de calor equivalente al calor de condensación (el proceso es exotérmico), debido a que las moléculas del gas deben perder energía para aproximarse y permanecer en el seno del líquido. Como consecuencia de ésto, si se aumenta la temperatura de la solución se le estará proporcionando a las moléculas de gas mayor energía. lo cual facilitará su escape de la solución y disminuirá la cantidad de gas disuelto en una cantidad determinada de solvente. Sin embargo, al disolverse las sustancias iónicas en agua puede haber liberación o absorción de calor. En algunos casos, este calor de solución es muy notorio. Cuando el hidróxido de sodio es disuelto en agua, la solución se calienta (el proceso de solución es exotérmico). Por otro lado, cuando el nitrato de amonio es disuelto en agua, la solución se enfría mucho (el proceso de solución es endotérmico). Este efecto de enfriarse de la disolución de nitrato de amonio en agua es la base para los paquetes de frío instantáneo que se emplean en los hospitales.

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Figura 4.1 Solubilidad como función de la temperatura de algunos sólidos

Figura 4.2 Solubilidad de algunos gases en función de la temperatura en milimoles por litro

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Con respecto al comportamiento general de los gases en agua, disminuir su solubilidad, que en el caso del oxígeno reviste excepcional importancia para el equilibrio de la vida acuática. La polución térmica, o aumento de la temperatura de ríos y bahías por efecto de desechos industriales o descomposición animal y vegetal. ocasiona una disminución apreciable en la cantidad de oxigeno disuelto, dificultando la supervivencia de plantas y animales acuáticos.

En las soluciones de líquidos, el efecto de la temperatura es irrelevante cuando se trata

de líquidos miscibles, pues con ellos es posible obtener soluciones de la composición deseada. a una misma temperatura. En el caso de los líquidos parcialmente miscibles un incremento en la temperatura puede originar un aumento en la solubilidad de uno en otro, e incluso puede hacer que se alcance la miscibilidad completa.

Presión. El efecto de la presión sobre la solubilidad de los sólidos y de los líquidos es despreciable. Sin embargo. para los gases, a menos que reaccionen químicamente con el solvente, su solubilidad es directamente proporcional a su presión parcial sobre la solución. La Tabla 3.3 muestra la solubilidad, en gramos de gas por litro de agua de algunos gases a diferentes temperatura . Tabla 4.3 Solubilidad de gases en agua ( g L-1) a una presión de 101325 Pa Temperatura (°C)

Gas 0 10 25 50 100 H2 N2 O2 CO2

0.0019 0.029 0.0868 3.4

0.0017 0.023 0.054 2.3

0.005 0.018 0.041 1.5

0.0014 0.013 0.030 0.8

0.014 0.011 0.024 ------

El efecto cualitativo de un cambio en la presión sobre la solubilidad de un gas se puede predecir a partir del principio de Le Chatelier. El principio de Le Chatelier establece que cuando un sistema en equilibrio es perturbado por el cambio de una variable: temperatura, presión o concentración, el sistema cambia en la composición en equilibrio en una forma que tiende a contrarrestar este cambio en la variable. Veamos cómo el principio de Le Chatelier puede predecir el efecto de un cambio en la presión sobre la solubilidad de un gas. Imaginemos un vaso cilíndrico que tiene ajustado un pistón movible y contiene gas bióxido de carbono sobre su solución saturada en agua . El equilibrio es: CO2(g) ↔ CO2(ac) Supongamos que aumenta la presión parcial del CO2 empujando el pistón hacia abajo. Ese cambio de la presión parcial, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, cambia la composición en equilibrio en una forma que tiende a contrarrestar el incremento de pre-sión. De la ecuación precedente, se puede ver que la presión parcial de gas CO2 disminuye si se disuelve más CO2:

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CO2(g) ⇒CO2(ac) El sistema se aproxima a un nuevo equilibrio, en el cual se ha disuelto más CO2. En esta forma puede predecir que el bióxido de carbono es más soluble a presiones elevadas. Inversamente, cuando la presión parcial del gas se reduce, su solubilidad disminuye. Este efecto se nota cuando destapamos una botella de bebida carbonatada en la cual se presenta una fuerte efervecencia: a medida que disminuye la presión parcial del bióxido de carbono, el gas se desprende de la solución. El efecto de la solubilidad de un gas en un líquido se puede predecir de manera cuantitativa. De acuerdo con la ley de Henry, la solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión parcial del gas en la solución. Matemáticamente:

S = kH P Donde S es la solubilidad del gas en masa de soluto por unidad de volumen de disolvente, kH es la constante de la ley de Henry para el gas en un líquido en particular a una temperatura dada. La ley de Henry la podemos usar para calcular la solubilidad de un gas, en un mismo solvente, a diferente presión parcial. Si S1 es la solubilidad del gas a la presión parcial P1, y S2 la solubilidad a la presión parcial P2, escribimos:

S1 = kHP1 S2 = kHP2

Dividiendo la segunda ecuación entre la primera:

1

2

1

2

PP

SS

H

H

kk

=

y como la constante de Henry, kH, es constante para un mismo par (solvente-gas), la ecuación queda:

1

2

1

2

PP

SS

=

Los datos de la Tabla 4.3 están en g L-1, para llevarlos a las unidades de S, en la ecuación del Henry, mol L-1, multiplicamos por el peso de un mol del gas (peso molecular). La estrategia para resolver problemas de este tipo es: a) Se toma la cantidad de gas disuelto por litro de agua y de la presión, a la temperatura reportada en la Tabla. b) Se convierten los valores de la solubilidad en g L-1 y se llevan a moles L-1

c) Se calcula la constante, kH, =PS

ó

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d) Se usa la ecuación 1

2

1

2

PP

SS

=

Ejemplo 4.1 a) Calcular la solubilidad del O2 en agua a 50°C a una presión de 101325 Pa. b) Cuando la presión parcial del O2 es 90.5 Kpa, ¿Cuál es su solubilidad?. c) Calcule el valor de la constante de Henry para el sistema anterior. Use los datos de la Tabla 3.3. Solución. Aplicamos la estrategia descrita arriba. De la Tabla 3.3 tomamos la solubilidad del O2 a 50°C que es 0.030 g L-1; ahora dividimos por el peso molecular del oxígeno, O2, 32.0 g mol-1, obtenemos:

S = 1-4-1-

-1

Lmol 9.38x10 mol g 32.0

Lg 0.030=

b) El problema quedaría planteado así: S1 = 9.38x10-4 P1 = 101.3 kPa P2 = 90.5 kPa S2 = ?

De la ecuación 1

2

1

2

PP

SS

= despejamos S2:

S2 = 1

12

PSP

Reemplazando valores: S2 = 1-4--1-4

Lmol 8.38x10 kPa101.3

Lmol 9.38x10x kPa 90.5=

c) Con la ecuación kH, =PS

se obtiene la constante de Henry. Reemplazando:

kH, =1-1-6-

-1-4

kPa Lmol 9.26x10kPa101.325

Lmol 9.38x10=

4.3-COMPOSICIÓN DE LAS SOLUCIONES Hasta el momento hemos discutido de manera general los conceptos de solución y solubilidad y los principios que nos permiten explicar cómo y por que ocurre el fenómeno de la solubilización, utilizando un enfoque eminentemente teórico. Ahora vamos a entrar de lleno en la zona experimental, estudiando un aspecto de las soluciones que es de utilidad para todo aquel que deba realizar trabajos experimentales en química, ya sea con fines de investigación o de aplicación: el manejo de las soluciones entendiendo por ésto la capacidad para preparar soluciones de la composición deseada y para efectuar cálculos que involucren las cantidades de soluto o solvente presentes en una solución.

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El término composición alude en este caso a la descripción de cuáles son los componentes de una solución y cuál es su proporción relativa. Puesto que las pro-piedades de una solución dependen en gran parte de las cantidades relativas de soluto y de solvente, esto es, de su CONCENTRACIÓN en el trabajo experimental, cuantitativo, se hace necesario especificarla. Esto puede hacerse estableciendo la proporción:

solvente de cantidadsoluto de cantidad ó

totalvolumenomasa soluto de cantidad .

4.3.1-Descripción cualitativa La concentración de una solución puede describirse de una manera cualitativa. Se dice que una solución es diluida cuando contiene una pequeña proporción de soluto, y que es concentrada cuando la proporción de soluto es grande. Podemos concluir que la anterior definición es arbitraria y subjetiva, por que para lo que para unos es pequeño, para otros puede ser grande y viceversa . En algunos casos los anteriores términos se pueden tomar como cuantitativo, ya que en los laboratorios de química se acostumbra denominar como concentrada o diluidas a soluciones acuosas de cierto ácidos y bases comunes. Algunas se muestran en la Tabla 4.4.

Tabla 4.4 Concentración de algunos ácidos comunes de laboratorio Soluto Denominación Moles

(soluto L-1) % soluto en peso Densidad

(g ml-1) Ácido clorhídrico Ácido clorhídrico Ácido nítrico Ácido nítrico Ácido sulfúrico Ácido sulfúrico

concentrado diluido concentrado diluido concentrado diluido

12 6 16 6 18 3

36 20 72 32 96 25

1.18 1.10 1.42 1.19 1.84 1.18

Otra forma de describir la concentración de las soluciones de una manera cualitativa es utilizar los términos saturada, no saturada y sobresaturada. Mientras que los gases y muchos líquidos son completamente miscibles en todas proporciones, la solubilidad de un sólido en un líquido puede ser alta pero también. a menudo,. limitada. Si a temperatura constante un sólido es añadido continuamente a un liquido su proporción en la solución - su concentración- va aumentando paulatinamente, hasta llegar a un punto en que cualquier cantidad de sólido que se adicione permanecerá sin disolver. En este punto se dice que la solución está saturada. Un recipiente que contenga una solución saturada mostrará el aspecto de la Figura 4.4 b). Allí el proceso de solución no cesa porque se establece un equilibrio dinámico en el cual el soluto sin disolver pasa al estado disuelto a la misma velocidad que e soluto disuelto retorna al estado no disuelto. Ese equilibrio dinámico existente puede demostrarse suspendiendo un cristal imperfecto del soluto en una solución de la misma sustancia. Al cabo de algún tiempo la forma del cristal será perfecta, pero su masa no habrá variado.

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Una solución saturada se define como aquella que está en equilibrio con un exceso de soluto no disuelto. Téngase presente que en el punto de saturación a una temperatura determinada, la concentración de la solución es siempre la misma. aunque la cantidad de soluto no disuelto sea muy grande o muy pequeña. Las curvas de solubilidad de las Figuras 4.1 y 4.2 tienen ahora otro significado: Cada punto sobre una curva nos informa la solubilidad de esa sustancia a una temperatura determinada: es decir, nos da la concentración de las soluciones saturadas de la misma sustancia que pueden obtenerse a cada temperatura.

Una solución insaturada, o mejor no saturada, es aquella que tiene una concentración de soluto menor que una solución saturada (Figura 4.4 a)). Todas las soluciones de cloruro de sodio en agua a 250C que contengan menos de 36 g de éste por cada 100 g de agua, son todas no saturadas. Cuando se adiciona soluto a una solución no saturada, éste se disuelve, con lo cual la solución se acerca al punto de saturación. Una solución sobresaturada es aquella que tiene disuelto más soluto del que corresponde al valor de su solubilidad. Esta situación inestable se produce generalmente cuando una solución saturada a una temperatura alta, se enfría lentamente. A 25°C la solubilidad del bicarbonato de sodio es de 90g por cada l00 g de agua; a mayor temperatura la solubilidad aumenta. Si calentamos 110g de esta sal con l00 g de agua hasta que se disuelvan completamente, (en este caso, cerca de 50°C) y luego enfriamos cuidadosamente, sin agitar. hasta 25°C, el exceso de soluto permanecerá en solución. Es decir, a 250C podríamos tener disueltos los 110 g, lo que implica un exceso de 20 g de soluto disuelto. Esta situación puede mantenerse indefinidamente, mientras que no se induzca la cristalización. Si se introduce un pequeño cristal de bicarbonato, o se agita la solución, el exceso de soluto se depositará en el fondo del recipiente hasta que se obtenga el equilibrio correspondiente a la solución saturada, como se muestra en la Figura 4.5. 4.3.2-Descripción cuantitativa Debido a que la mayor parte de las propiedades de las soluciones dependen de la concentración, es importante saber expresar la concentración de una manera cuantitativa, lo cual puede hacerse de varias formas: especificando las cantidades relativas de soluto y solvente y especificando la cantidad de un componente respecto de la cantidad total de la solución.

El sistema escogido para expresar la concentración de una solución depende del procedimiento empleado para prepararla o de la forma como el dato puede ser más útil para los cálculos que deban efectuarse con ella. A continuación explicaremos algunas de ellas. Supongamos que tenemos una solución de dos componentes, A y B; se puede adoptar la siguiente notación, donde A se refiere al solvente y B al soluto: mA , mB = masa ("peso") en gramos de A o B en solución nA , nB = número de moles de A o B

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VA , VB = volumen de A o B puros V = volumen total de la solución a) Concentración en porcentaje en peso: El porcentaje en peso de B se define como:

% B = %100xmm

m

BA

B

+

Es decir,

% B = %100solución de gramossoluto de gramos x

gramos de solución = gramos de soluto + gramos de solvente. Si la concentración de una solución se da simplemente en porcentaje, se considera que es porcentaje en peso a menos que se especifique en otra forma. También se puede expresar el porcentaje en volumen. Así, las notaciones 20%(p/p) y 20%(v/v) se refieren a peso de soluto a peso de solución y volumen de soluto a volumen de solución, respectivamente. Ejemplo 4.2 Calcular el % en peso de una solución de cloruro de sodio, NaCl, preparada mezclando 25 g de NaCl en 235 g de agua. Solución. En estos problemas siempre hay que saber identificar el soluto, el solvente y la solución para asignar correctamente los valores. mNaCl = 25 g mH2O = 235 g

Aplicando: % NaCl = %1002

xmm

m

OHNaCl

NaCl

+ y reemplazando:

% NaCl = %62.9%10026025%100

2352525

==+

xg

gxgg

g

Ejemplo 4.3 Explique y muestre los cálculos de cómo prepararía 800 g de una solución de KOH al 16% peso a peso. Solución. Como no se conocen explícitamente los gramos de soluto y solvente, se tienen que calcular de la información dada. mKOH = ? mH2O = ? msolución = 800 g = mKOH + mH2O % KOH = 16%

De la ecuación % KOH = %1002

xmm

m

OHKOH

KOH

+ podemos despejar mKOH, así:

mKOH =100%

x %KOH soluciónm = g 128

%100g 800x % 16= de KOH

103

La masa del solvente la calculamos restando de la masa de la solución la masa del soluto.

mH2O = msolución - mKOH reemplazando: mH2O =800 g – 128 g = 672 g de agua. La solución al 16% de KOH se prepararía disolviendo 128 g de KOH en 672 g de agua. b) Concentración en peso (% peso a volumen): Es el peso de soluto por unidad de volumen de la solución. Se designa con la letra C. Por ejemplo, una solución acuosa de NaNO3 que tiene una concentración de 70 mg ml-1; o una solución de KCl que contiene 20 g de sal por litro de solución. c) Fracción molar: La fracción molar de B, denotada como XB es la relación del número de moles de B al número total de moles:

XB = solvente de moles de Número soluto de moles de Número

soluto de moles de Número +

=T

B

nn

.

La fracción molar es un número fraccionario, la fracción mol de B es la fracción de todas las moléculas de la solución que son B. A partir de esta definición es obvio que XA + XB = 1, o para más de dos componentes, XA + XB + XC + ... = 1. Ejemplo 4.4 Si una solución contiene 4 moles de etanol y 12 moles de agua, calcular las fracciones molares del etanol y del agua. Solución. Como se conoce el número de moles de cada componente, se procede a aplicar la ecuación:

XEtanol = agua de moles de Número etanol de moles de Número

etanol de moles de Número +

=T

Etanol

nn

Reemplazando: XEtanol = 25.0164

1244

==+

La fracción molar del agua la calculamos restado de uno el valor de la fracción molar del etanol.

XAgua = 1 – XEtanol = 1 – 0.25 = 0.75 Ejemplo 4.5 Calcular la fracción molar del ácido clorhídrico, HCl (Peso Molecular, PM = 36.5 g mol-1) de una solución diluida. Use los datos de la Tabla 4.4. Solución. De la Tabla 4.4 tomamos la información de % en peso para calcular los gramos puros de HCl y dividiendo por su peso fórmula, encotramos el número de moles. Base de cálculo 100 g de solución. PM = 36.5 g mol-1

% HCl = 20%

104

como mHCl =100%

x %HCl soluciónm = g 0.20

%100g 100x % 20= de HCl

El tomar 100 g de solución como base de cálculo, convierte automáticamente el % en

gramos de soluto, como lo demostró el cálculo anterior. Como n =molecular Peso

soluto de gramos ,

reemplazando:

nHCl = 0.548 mol g 36.5g 20.0

1- =

Como el peso de la solución son 100 g, la masa de solvente, agua, se obtiene restando de 100 g la masa de HCl.

mH2O = 100.0 g – 20.0 g = 80 g Dividiendo por el peso molecular del agua, 18 g mol-1, se calculan las moles de agua.

nH2O = 4.44 mol g 18.0

g 80.01- =

Ahora reemplazando en XHCl = 110.099.4548.0

44.4548.0548.0

==+

d) Molaridad: La molaridad se designa con la letra M y se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. Matemáticamente se expresa:

MB = litros) V(en

solución de litros de número

soluto de moles de número Bn=

Ejemplo 4.6 Calcular la M de 420 mL de una solución que se preparó utilizando 85 g de ácido nítrico, HNO3, (PM = 63.02 g mol-1). Solución. Para poder utilizar la fórmula, primero debemos conocer el número de moles de ácido nítrico que hay en los 85 g. Para ello recordemos la fórmula:

nHNO3 = HNO3

3

PM HNOde g

Datos: V = 420 mL = 0.420 L MHNO3 = 85.0 g PMHNO3 = 63.02 g mol-1

Reemplazando:

nHNO3 = 1.35 mol g 63.02g 85.0

1- =

105

Que al reemplazar en MHNO3 = litros) V(en

3HNOn= = 3.21

0.4201.35

=

Ejemplo 4.7 Calcular la molaridad del ácido clorhídrico cuya botella tiene la siguiente leyenda: % peso = 25%; densidad = 1.14 g mL-1; Peso molecular = 36.5 g mol-1. Solución. Para problemas de este tipo recomendamos seguir el siguiente procedimiento: Tomar como base de cálculo 1000 mL =1 L de solución; a los cuales con la densidad se conseguirá la masa total y con el % se determinan los gramos de ácido puros para calcular las moles, que al dividir por el volumen, (L); nos dará la molaridad. Base de cálculo: 1000 mL = 1 L % P = 25 % ρ = 1.14 g mL-1 PM = 36.5 g mol-1

Sabemos que ρ =V

m HCl , de donde mHCl = ρ xV = 1.14 g mL-1 x 1000 mL = 1140 g de

HCl impuros.

g de HCl puros = 100%

pureza de %x impuros m HCl = 1140 g x 0.25 = 285 g

nHCl = 7.81 mol g 36.5

g 285.01- =

Ahora: MHCl = litros) V(en

HCln= = 7.81

17.81

=

Ejemplo 4.8 ¿Cómo prepararía Usted 450 mL de una solución de H2SO4 de concentración 1.2 M? La botella de laboratorio tiene la siguiente leyenda: PM = 98 g mol-1; % P = 75%; densidad = 1.60 g mL-1. Solución. Este ejemplo es el clásico que generalmente se presenta a nivel de laboratorio. El esquema general para resolverlo será el siguiente: Como se conoce la M, se calcula el número de moles y de allí los gramos puros que se necesitan. Como la fuente de ácido es impura, calculamos los gramos impuros con el % dado, debemos tener en cuenta que estos gramos deben ser mayores que los puros; y como los líquido, generalmente, no se sacan de la botella por peso sino por volumen, de la fórmula de densidad despejamos el volumen de ácido que se extraerá de la botella y por último se adicionará agua hasta completar el volumen de solución a preparar. Datos: V = 450 mL = 0.450 L M = 1.2 PM = 98 g mol-1 % P = 75% ρ = 1.60 g mL-1.

106

Sabemos que MH2SO4 = litros) V(en

42SOHn= y de aquí:

nH2SO4 = MH2SO4xV = 1.2x0.450 = 0.54 moles de H2SO4

y de nH2SO4 = H2SO4

42

PMSO Hde g

despejamos g de H2SO4:

g de H2SO4 = nH2SO4 x PMH2SO4 = 0.54 x98.0 g mol-1 = 52.9 g de H2SO4 puro, los cuales debemos llevar a g de H2SO4 impuros, los de la botella:

g de H2SO4 impuros = pureza de %

100%x puros m HCl

Reemplazando: 70.5 75.0%

100%x g 52.9= g de H2SO4 impuros

Como ρ =V

m H2SO4 , de donde V = ρ

H2SO4m

Reemplazando : V = 44.1 mL g 60.1g 70.5

1- = mL de H2SO4

Entonces tomamos 44.1 mL de H2SO4 de la botella y adicionamos agua hasta completar 450 mL de solución. ( Nota: recuerde que siempre el ácido se echa al agua). d) Formalidad. La formalidad se define como el número de pesos fórmulas de una sustancia que están disueltas en un litro de solución. Numéricamente es igual a la molaridad. Se expresa:

F = litros) V(en PFNo.

solución de litros de Númerosoluto defórmula pesos de Número

=

La F es equivalente a la M por que numéricamente un peso molecular es igual a un peso fórmula, la diferencia está en que no toda sustancia conserva su molecularidad, sino que puede ser iónica. Para calcularla se procede de idéntica forma que en la M. El número de pesos fórmula, que es equivalente al número de moles, se calcula así:

No. PF = soluto delfórmula peso un

soluto de gramos

Ejemplo 4.9 Calcular la formalidad de 1200 mL de una solución que se preparó disolviendo 410 g de KCl (PF= 62.08 g mol-1). Solución. Se trata de hallar el número de pesos fórmulas de KOH que hay en 410 g. Estas son equivalentes al número de moles, para dividirlas por el volumen de la solución expresado en litros. Datos: V = 1200 mL = 1.200 L mKOH = 410 g PF = 62.08 g mol-1

107

Reemplazando en No. PFKOH = Hfórmula KO peso un

KOHde gramos , se tiene:

No. PFKOH = 1-mol g 62.08 KOHde g 410 = 6.60

Aplicando: F = 0.4106.60

solucióndelitros de Número KOHdefórmula pesos de Número

= =16.10

e) Molalidad: La molalidad de una solución es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente contenido en la solución. Se representa por la letra m. Matemáticamente se puede expresar como:

mB = A kg1000x msolvente de kg

soluto de moles B1-

A

B nn== esto es, el número de moles de B disueltos

en un kilogramo (1000 g) de A; mA está en gramos y 1000m A es el número de kilogramos

de A (solvente) en solución. Ejemplo 4.10 ¿Cual es la molalidad de una solución que se prepara disolviendo 1.5 moles de NaCl, en 1000 g de agua? Solución. Se trata de saber cuántas moles de NaCl están disueltas en 1000 g de agua, que es la definición de m, y en este caso el enunciado del problema nos dá toda la información: nNaCl = 1.5 mH2O = 1000 g = 1 kg

Aplicando mNaCl = 5.11

1.5O HkgO Hde kg

NaCl de moles

2

NaCl

2

===n

Ejemplo 4.11 Cuál es la molalidad de una solución que se prepara disolviendo 52 g de NaOH (PM = 40 g mol-1) en 850 g de agua?. Solución. En este caso que no tenemos el número de moles ni los kg de agua, simplemente los hayamos con la información dada, dividiendo los gramos de NaOH por el peso molecular y por 1000 los g de agua: Datos: mNaOH = 52.0 g mH2O = 850 g = 0.850 kg PMNaOH = 40.0 g

nNaOH = NaOHPM

NaOH de g = 1-mol g 40.0g 52.0 = 1.3

Aplicando mNaOH = 53.10.8501.3

O HkgO Hde kgNaOH de moles

2

NaOHl

2

===n

108

Ejemplo 4.12 Calcular la cantidad de NaOH y de agua que se necesitan para preparar 1250 g de una solución 0.5 molal. Solución. Cuando nos dan la cantidad total de la solución a preparar o para calcular su m, se procede de la siguiente manera: Se parte de la definición de m, que significa el número de moles en 1000 g de solvente, para llevar las moles a gramos y sumárcelos a los 1000 g de agua, lo cual dá la masa total para esa molalidad, entonces se hace una regla de tres comparando los gramos totales con los gramos de soluto con respecto a los gramos totales que tenemos o necesitamos preparar. Datos: msolución = 1250 g m = 0.5 de NaOH PMNaOH = 40.0 g mol-1 Una solución 0.5 m de NaOH significa que 0.5 moles de NaOH están disueltas en 1000 g de H2O, como el PMNaOH es 40.0 g , entonces, los gramos de NaOH que hay en 0.5 moles son: 0.5 x40.0 = 20.0 g; luego la solución tiene una masa total de 1000+20.0 = 1020.0 g, así:

Si 1020.0 de solución ⇒ 20.0 g de NaOH 1250.0 g de solución X g de NaOH

Resolviendo: X g de NaOH = solución de g 1020.0

NaOH de g 20.0x solución de g 1250.0 = 24.75

Si los gramos de NaOH son 24.75, los g de agua = g totales – g de NaOH.

g de H2O = 1250.0 – 24.75 = 1225.25

En conclusión para preparar 1250.0 g 0.5 m de NaOH se deben mezclar 24.75 k de NaOH en 1225.25 g de agua. f) Normalidad (N): La normalidad de una solución se designa con la letra N y se define como el número de pesos equivalente-gramo de soluto contenido en un litro de solución. Matemáticamente se expresa como:

N = solución) de (Litro V

gramo-eequivalent pesos de No.

El número de pesos equivalente-gramo de soluto se calcula dividiendo los gramos de soluto por el valor de un peso equivalente-gramo, que se obtiene así:

No. de pesos equivalente-gramo = g-equiv Peso1

soluto de gramos

y

109

1 Peso equiv-g = asolutoPM

Donde el valor de a depende del tipo de reacción en la que participa el soluto. En reacciones de neutralización: El valor de a es igual al número de H+ o OH- que intervienen ( o produce) la reacción, como se aprecia en la siguiente tabla. Sustancia Peso fórmula o peso molecular # de H+ o OH- a 1 Peso equiv-g

(PM/a) HCl

HNO3 H2SO4 NaOH

Ba(OH)2

36.5 63.0 98.0 40.0

171.33

1 1 2 1 2

1 1 2 1 2

36.5 63.0 49.0 40.0 85.66

Ejemplo 4.13 Calcular la normalidad de una solución de 1750 mL que se preparó disolviendo 310 g de HCl. Solución. Se trata de encontrar el número de pesos equivalentes de HCl que hay en 310.0 g, para dividirlo entre el volumen de la solución expresado en litros. Datos: V = 1750 mL = 1.750 L MHCl = 310.0 g PMHCl = 36.5 g mol-1 Como el HCl libera un solo mol de H+, el valor de a es uno, luego como lo muestra la anterior tabla,

1 Peso equiv-g HCl = a

HClPM= 5.36

15.36= g

Ahora hay que encontrar cuantos pesos equivalente-g hay en los 310.0 g de HCl, para lo cual planteamos una regla de tres:

Si un Peso equiv-g de HCl ⇒36.5 g de HCl X Peso equiv-g de HCl 310.0 g de HCl

No. Peso equiv-g de HCl = 49.8 HClde g 36.5

HClde g 310.0x g-equiv Peso1=

Aplicando: N = solución) de (Litro V

HClde gramo-eequivalent pesos de No. , reemplazando:

N = 85.41.7508.49

=

110

b) En sales o en reacciones de óxido-reducción. Cuando se trata de sales, o reacciones de óxido reducción, el valor de a está dado por el número de cargas positivas o negativas que libera un mol de la sal o las involucradas en la reacción de óxido-reducción, como se muestra en la siguiente tabla: Sustancia Peso molecular o peso

fórmula Moles de carga (+) ó (-) a 1 Peso equiv-g

(PF/a) KCl

FeCl3 Fe2(SO4)3 Al+ = Al Fe++ = Fe Cl- = Cl

74.5 162.5 400

26.98 55.84 35.45

1 3 6 1 2 1

1 3 6 1 2 1

74.5 54.17 66.67 26.98 27.92 35.45

g) Partes por millón (ppm). Esta forma de expresar las concentraciones se usan para describir soluciones muy diluidas, como el contenido de sales en agua de mar o de río. Se define como el número de miligramos (mg) de soluto que hay en cada litro de solución. Matemáticamente:

ppm = litros) (en V

soluto mg

Ejemplo 4.14 Se analizaron 500 mL de agua de mar de Bahía Solano y se encontró que tenía 5.2x10-3 g de cloro. Exprese esa concentración en ppm y explique el significado físico. Solución. La estrategia es llevar los mL a litros y los g a miligramos para usar la ecuación planteada arriba. Datos: V = 500 mL = 0.500 L Cl = 5.2x10-3 g = 5.2 mg

Reemplazando de: ppm = litros) (en V

soluto mg se tiene:

ppm = 4.10L0.500

Cl mg 5.2=

La respuesta significa que en un millón de partes de agua de mar, hay 10.4 partes de cloro. 4.5 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES POR DILUCIÓN Para preparar soluciones se utilizan dos procedimientos generales, el descrito anteriormente, mezclando los componentes por separados en las cantidades

111

previamente calculadas y diluyendo soluciones de concentración más alta hasta obtener la concentración deseada. El método de dilución se puede explicar de la siguiente manera: Si tenemos una solución de concentración de molaridad o normalidad conocida, (M1; N1) y de ella queremos preparar otra de un volumen especificado (V2), con concentración M2 ó N2, necesitamos saber que volumen ( V1) debemos tomar de la solución madre (la primera) para adicionar solvente (diluir) hasta el volumen requerido. Para ello planteamos las siguientes ecuaciones, de las cuales se despejará V1.

V1M1 = V2M2 de donde: V1 = 1

22

MMV

ó

V1N1 = V2N2 de donde: V1 = 1

22

NNV

Ejemplo 3.14 Un frasco de laboratorio está rotulado así: Solución de HCl 5.2 M. ¿Cómo haría Usted para preparar de allí 450 mL, 3.1 M de HCl? Solución. Tenemos que conocer la cantidad de solución (V1) que debemos sacar de la solución madre para obtener la solución deseada. Datos: M1 = 5.2 V1 = ? V2 = 450 mL M2 = 3.1

De V1M1 = V2M2 despejamos V1 = 1

22

MMV

y reemplazando:

V1 = 3.2685.2

3.1x mL 450= mL

La solución solicitada se prepara así: tomamos de la solución madre 268.3 mL y adicionamos agua hasta completar un volumen de solución de 450 mL. 4.6 ESTEQUIOMETRIA DE LAS SOLUCIONES En el capítulo de Estequiometría examinamos los procedimientos para calcular las cantidades de reactivos y productos involucrados en una reacción química. Recordemos que los coeficientes en una ecuación balanceada indican el número relativo de moles de reactivos y productos. Para utilizar esta información, tenemos que convertir a moles la cantidad de sustancias comprendidas en una reacción. Cuando nos referimos a gramos de sustancia utilizamos la masa molar, peso molecular o peso fórmula para lograr esta conversión. Sin embargo, cuando trabajamos con soluciones de molaridad conocida, empleamos la molaridad y el volumen para determinar el número de moles. Como vimos atrás, moles de soluto es igual a M x L y conocidos ellos se procede a analizar la relación estequiométrica de la ecuación química. Este método se ilustra en el siguiente ejercicio de muestra:

112

Ejemplo 4.15. ¿Cuántos gramos de H2O se forman cuando 50.0 mL de solución 0.200 M de HNO3 se neutralizan por completo con NaOH? Solución: El producto de la concentración molar de una solución y su volumen en litros da el número de moles de soluto: Moles de HNO3 = M xL = 0.200x (0.050 L) = 0.010 moles de HNO3 La relación entre el número de moles de HNO3 y el número de moles de H2O resulta de la ecuación química balanceada para la reacción. Como ésta es una reacción de neutralización ácido-base, sabemos que el HNO3 y el NaOH reaccionan para formar H2O y la sal que contiene Na+ (el catión de la base) y NO3

- (el anión del ácido), NaNO3, como se muestra en la ecuación molecular siguiente: HNO3(ac) + NaOH(ac) ⇒ H2O(1) + NaNO3(ac)

Así, 1 mol de HNO3 = 1 mol H2O. Por consiguiente, Moles H2O = 0.010 moles HNO3 Ya que la pregunta se refiere al número de gramos de H2O y no al número de moles, procedemos en la misma forma y luego convertímos los moles de H2O en gramos, multiplicando por su peso molecular (18.0 g mol-1 ); se producen : 0.010x18 = 0.18 g de H2O. 4.7 PROBLEMAS PROPUESTOS 4.1 Describa las etapas para la preparación de una solución de concentración conocida, partiendo de una sustancia pura y utilizando un matraz volumétrico. 4.2 Suponga que prepara 1000 mL de solución 0.250 M de alguna sal y luego, accidentalmente, salpica parte de ella. ¿Qué sucede con la concentración de la solución que queda en el recipiente? 4.3 ¿Cuál es la diferencia entre 0.50 moles y HC1 0.50 M? 4.4 Considere una solución que se identifica en su etiqueta como HCl 0.90 M. a) ¿Nos dice esa etiqueta cuánto HCl hay en el frasco? b) ¿Qué nos dice la etiqueta del frasco respecto de la solución? 4.5 a) Calcule la molaridad de una solución que contiene 0.0335 moles Na2CrO4 en 200 mL. b) ¿Cuántas moles de HCl hay en 25.0 mL de solución 12.0 M de ácido clorhídrico? c) ¿Cuántos mililitros de solución 2.00 M de NaOH se necesitan para obtener 0.100 moles de NaOH? 4.6-a) Calcule la molaridad de una solución preparada al disolver 0.0670 moles de NaHCO3 en agua suficiente para tener 250mL de solución. b) ¿Cuántas moles de K2Cr2O, existen en 50.0 mL de solución 0.150M? c) ¿.Cuántos mililitros de solución 9.0 M de H2SO4 se requieren para obtener 0.050 moles de H2SO4?

113

4.7-Calcule los gramos de soluto existente en cada una de las soluciones siguientes: a) 0.200 L de KCl 0.125M b) 100 mL de Na2SO4 0.150M c) 2.0 mL de KBrO3 0.500M d) 50.0 mL de C6H12O6 l.70M 4.8 Calcule la concentración molar de los solutos en cada una de las soluciones siguientes: a) 0.250 L que contienen 5.75 g de NaNO3 c) 100.0 mL que contienen 22.57 g de H2SO4 d) 50.0 mL que contienen l.48 g de AgNO3 d)2.00L que contienen 138 g de NiC12.6H2O 4.9 Describa cómo puede preparar 250 mL de solución 0.100M de glucosa a partir de glucosa sólida C6H12O6 4.10 Describa cómo puede preparar 250 mL de K2Cr2O7 0.l00 M a partir del soluto puro. 4.11 Describa cómo puede preparar 250 mL de solución 0.100 M de glucosa C6H12O6 a partir de 1.00 L de glucosa 2.00M 4.12 Un experimento requiere 200 mL de solución 1.0 M de HNO3. Todo lo que tiene a su disposición es un frasco de un litro de HNO3 6.0 M ¿Cómo puede preparar la solución que desea? 4.13. Describe cómo preparar 1,000 L de NaCl 0,225. La. La densidad de esta disolución es de 1,01 g mL-1. 4.14 l.a urea, (NH2)2CO, es un producto del metabolismo de las proteínas. Una disolución acuosa tiene un 32 % de urea en masa y tiene una densidad de 1,087 g/mL. Calcule la molalidad de la urea en la disolución. 4.15 ¿Qué masas de NaCl y de H2O están presentes en 210 g de una disolución acuosa de NaCl al 15,0%? 4.16 El fluoruro sódico tiene una solubilidad de 4,22 g en 100,0 de agua a 180C. Expresa la concentración del soluto en términos de (a) porcentaje en masa, (b) fracción molar y (e) molalidad. 4.17. La solubilidad del K2[ZrF6] a 100°C es de 25 g/l00 H2O. Expresar la concentración de la disolución en términos de (a) porcentaje en masa, (b) fracción molar y (e) molalidad. 4.18 Una pieza de joyería está marcada «14 quilates oro», significando que sobre la base de la masa la joya tiene 14/24 de oro puro. ¿Cuál es la molalidad de esta aleación considerando al otro metal como disolvente?

114

4.19 Calcular la molalidad de una disolución que contiene 90,0 g de ácido benzoico, C6H5COO H, en 350 mL de etanol, C2H 5OH. La densidad del etanol es de 0,789 g/mL. 4.20 Una disolución contiene 15.0 de urea (NH2)2CO, l0,0 g de fructosa, C6H12O6, y 75,0 g de H2O. Calcular la fracción molar del agua. 4.21 La densidad de una disolución de ácido sulfúrico tomado de la batería de un coche es de 1.225 g/cm3. Esto corresponde a una disolución 3,75 M. Expresa la con-centración de esta disolución en términos de molalidad, fracción molar de H2S04 y % de agua en masa. 4.22 ¿Cuáles son las fracciones molares de etanol. C2H5OH, y agua en una disolución preparada al mezclar 75,0 mL de etanol con 35,0 mL de agua a 25 0C? La densidad del etanol es de 0,789 g/mL, y la del agua es 1,00 g/mL. 4.23. La densidad de una disolución acuosa que contiene 12.50 g de K2SO4 en 100.00 g de disolución es de 1,083 g/mL. Calcula la concentración de esta disolución en términos de molaridad, molalidad, porcentaje de K2SO4 y fracción molar del disolvente. 4.24 (a) ¿Cuál es el porcentaje en masa de etanol en una disolución acuosa en la que la fracción molar de cada componente es de 0.500? (b) ¿Cuál es la molalidad del etanol en tal disolución? 4.25 La cafeína, C8H10N4O2 es un estimulante que se encuentra en el té y en el café. Una muestra de la sustancia se disolvió en 45.0 g de cloroformo, CHCI3, para dar una solución 0.0946 m. ¿Cuántos gramos de cafeína había en la muestra’? 4.26 Una solución blanqueadora contiene hipoclorito de sodio, NaClO, disuelto en agua. La solución es 0.750 m en NaClO. ¿Cuál es la fracción mol de hipoclorito de sodio? 4.27 El ácido oxálico, H2C2O4, se encuentra como sal de potasio o de calcio en muchas plantas, incluso en el ruibarbo y la espinaca Una solución acuosa de ácido oxálico es H2C2O4 0.585 m, la densidad de la solución es 1 .022 g/mL. ¿Cuál es la concentración molar?