SOLUCIONES: - PROBLEMAS RESUELTOS - III

Significa que la concentración de la solución es de 13,38 % en peso. 5.- Se debe preparar 145 ml de una solución al 16% en volumen (p/v). Calcular los gramos de sal que se deben pesar para obtener la solución requerida.

La cantidad de sal que se debe pesar es 23,2 g 6.- La densidad de una disolución al 13,5 % (P/P) es 1,13 g/ml ¿Cuántos gramos dé soluto son necesarios para preparar 100 ml de solución de la misma concentración? Solución: Con la densidad se puede transformar los ml de solución a gramos de solución para luego hacer una

SOLUCIONES: - PROBLEMAS RESUELTOS - II

2.- Explique como se preparan 10 litros de disolución de sulfito de sodio 3 molar Solución:

Respuesta: Se pesan 3780 gramos (3,78 kg) de sulfito de sodio y se agrega agua de tal forma que la solución ocupe un volumen de 10 litros

 3.- Calcule la Normalidad de una disolución que contiene 30 gramos de ácido sulfúrico por litro de solución. Solución:

SOLUCIONES: - PROBLEMAS RESUELTOS - II

3.- Determinar la cantidad de solución que se puede preparar con 7 gramos de sal de tal forma que la solución resultante tenga una concentración del 18% en peso. Solución: La solución final debe tener una concentración del 18 % en peso, significa que deben existir 18 gramos de soluto en 100 gramos de solución, luego con 7 gramos de sal se preparan X gramos de solución:

Significa que con los 7 gramos de soluto se pueden preparar 38,8 gramos de solución con una concentración del 18% en peso. 4.- Se disuelven 17 gramos de sal en 110 gramos de agua. Determinar la concentración de la disolución en tanto por ciento en peso.

Otra forma
17 gramos de sal están disueltos en 127 gramos de solución y la concentración por conocer está relacionada a 100 gramos de solución:

SOLUCIONES: - PROBLEMAS RESUELTOS - I

1.- Calcular el porcentaje peso/peso de soluto y de solvente de una solución formada por 30 g de soluto y 170 g de solvente.

2.- Determinar la cantidad de soluto existente en 70 gramos de solución cuya concentración es de 15% en peso.
Solución: 15% en peso significa que existen 15 gramos de soluto en 100 gramos de solución.

Significa que existen 10,5 gramos de soluto en los 70 gramos de solución al 15% en peso.

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES:

SEGÚN EL NÚMERO DE COMPONENTES 

• Soluciones binarias: de dos componentes 

• Soluciones ternarias: de tres componentes 

• Soluciones cuaternarias: de cuatro componentes 

SEGUN LA NATURALEZA DEL DISOLVENTE 

• Soluciones acuosas (cuando el disolvente es el agua) 

• Soluciones orgánicas (cuando el disolvente es un compuesto orgánico por ejemplo el benceno, acetona, etc.) 

SEGUN LA NATURALEZA DEL SOLUTO 

• Soluciones iónicas (cuando la sustancia dispersa esta en forma de iones, estas soluciones se caracterizan por que conducen la corriente eléctrica). 

• Soluciones moleculares (cuando las sustancia dispersa se encuentra en forma de moléculas, estas soluciones no conducen la corriente eléctrica). 

SEGUN LOS ESTADOS DE AGRECIÓN DE LA MATERIA 

• Soluciones sólidas (donde sus componentes se encuentra en estado sólido, por ejemplo las aleaciones, amalgamas, etc.) 

• Soluciones líquidas (donde sus componentes se encuentran en estado líquido, por ejemplo las salmueras, alcohol y agua, etc.) 

• Soluciones gaseosas (donde sus componentes se encuentran en estado gaseoso por ejemplo el aire, etc.)

SEGUN LA CANTIDAD DE SUS COMPONENTES 

• Soluciones diluidas (cuando la cantidad de soluto es pequeña con respecto a la masa del disolvente) • Soluciones concentradas (cuando la cantidad de soluto es representativa con respecto a la masa del disolvente). 

• Soluciones saturadas (cuando la solución no disuelve mas soluto a esa temperatura, son soluciones estables)

• Soluciones sobresaturadas (cuando tiene mayor cantidad de soluto que el que debería tener a esa temperatura, son soluciones inestables)

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES Es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la de disolvente o de solución a una determinada temperatura. 

UNIDADES FÍSICAS 1. Gramos de soluto por 100 gramos de solvente 2. Gramos de soluto por 100 gramos de solución (%p/p, %m/m, o % en peso) 3. Gramos de soluto por 100 ml de solución (% p/v o %m/v) 4. Gramos de soluto por litro de solución 5. Miligramos de soluto por litro de solución (ppm)

SOLUCIONES

COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de: 

1. Identifica a una solución de acuerdo a sus características. 

2. Calcula unidades de concentración de las soluciones y su aplicación a la solución de problemas operativos. 

DEFINICIÓN 

Solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras denominadas componentes de la solución. Componentes - Soluto 

- Disolvente Disolvente es la sustancia donde se disuelve el soluto, tiene el mismo estado físico que la solución y generalmente se encuentra en mayor cantidad (en toda solución existe un solo disolvente). Soluto es la sustancia que se dispersa a través del disolvente en forma de moléculas o de iones para formar una sola fase (en una solución puede existir mas de un soluto). Cuando una sustancia se disuelve o dispersa a través de otra, formaremos una mezcla donde encontramos tres posibilidades diferentes de tamaños de partículas o miscelas, en cada caso da lugar a mezclas denominadas:

• solución 1 - 10A

• Coloide 10- 10000A

• Suspensión > - 10000 A

En las soluciones las partículas constituyentes son de magnitud molecular o atómica, es por ello que estas no precipitan o sedimentan. 

En las suspensiones las partículas constituyen grupos grandes de moléculas y precipitan, por lo tanto se las puede separar por medio de la filtración. En una emulsión la materia que se dispersa es también un líquido, (solución coloidal) la emulsión generalmente tiene un aspecto blanco por reflejar la luz y las gotitas de la sustancia dispersa son generalmente un aceite.

PUREZA, REACTIVO LÍMITE Y RENDIMIENTO - III

¿Cuántos kilogramos de cromo pueden obtenerse a partir de 400 Kg de Cr203 si el rendimiento del proceso es del 86%?

PUREZA, REACTIVO LÍMITE Y RENDIMIENTO - II

a) El reactivo que primero se agota es el HCI b) La cantidad de cloro gaseoso formado se debe calcular a partir de la masa del reactivo limitante (HCI)

PUREZA, REACTIVO LÍMITE Y RENDIMIENTO - I

Gran parte de las sustancias químicas utilizadas en las reacciones no son completamente puras o no tienen una pureza del 100 %. Por este motivo, en estos casos, las cantidades a utilizar no siempre están representadas por los resultados estequiométricos si no que debe considerarse la pureza correspondiente.
En una reacción química, la sustancia que primero se consume se llama reactivo límite debido a que determina o limita la reacción, o cantidad de producto que se forma. Pueden sobrar uno o más reactivos los cuales son llamados reactantes o reactivos en exceso. La cantidad de producto calculado que debe formarse cuando el reactivo límite o limitante ha reaccionado se denomina rendimiento teórico.
En cambio la cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción, se llama rendimiento real, este último, generalmente es menos que el rendimiento teórico por diferentes razones: No siempre es posible recuperar todo el producto de la reacción o por que se producen otras reacciones secundarias.

Ejemplo: 1.- Según la reacción indicada, calcule la cantidad de N2SO4 que se puede obtener a partir de 370 g de NaCI al 85 % de pureza.

ECUACIONES QUÍMICAS – ESTEQUIOMETRIA - III

En forma directa:

ECUACIONES QUÍMICAS – ESTEQUIOMETRIA - II

MÉTODO DE TANTEO Es un método utilizado cuando las reacciones son sencillas. En este método, es recomendable iniciar el balance por los elementos metálicos o aquellos elementos que menos se repiten. Los hidrógenos y oxígenos se deben dejar para lo último. Si un coeficiente no es entero, se multiplican todos por el mayor denominador.

MÉTODO REDOX Las reacciones Redox son aquellas en las cuales se produce transferencia de electrones. Oxidación.- Es un proceso en el cual una especie pierde electrones. Reducción.- Es un proceso en el cual una especie gana electrones. Oxidante.- Es toda especie química que puede provocar una oxidación. En la reacción el oxidante se reduce. Reductor.- Es toda especie química que puede provocar una reducción. En la reacción el reductor se oxida. Siempre que una especie química gana electrones, existe otra que los pierde. El número de electrones ganados por el oxidante coincide con el número de electrones perdidos por el reductor. Ejemplo:

Para igualar una ecuación redox se deben seguir los siguientes pasos: 

1. Se identifican los elementos que al reaccionar han cambiado su número de oxidación indicando la variación de carga. 2. Se expresa el cambio de número de oxidación escribiendo las semireacciones electrónicas parciales, una de reducción y otra de oxidación. 

3. El número de electrones ganados o perdidos, se intercambia en ambas semireacciones. 

4. Se suman ambas semireacciones obteniéndose la ecuación iónica. 

5. Se colocan los coeficientes correspondientes en la ecuación original molecular y se hacen reajustes finales.

ECUACIONES QUÍMICAS – ESTEQUIOMETRIA - I

COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante: 1. Identifica cuando ocurre una reacción química 2. Identifica el número de oxidación de los elementos en un compuesto. 3. Balancea ecuaciones químicas por el método redox. 4. Identifica al reactivo limitante en una ecuación química. 5. Aplica en problemas las relaciones estequiométricas, calcula el rendimiento de una reacción química. 

REACCIONES QUÍMICAS Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas. Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas. Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (02) para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:

ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN QUÍNICA Las transformaciones que ocurren en una reacción química se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los tomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química. Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de.la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos. Por lo tanto una ecuación química debe tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

BALANCE DE ECUACIONES Todas las reacciones químicas para ser válidas, deben cumplir con la ley de la conservación de la materia, es decir, el número de átomo de cada elemento sea el mismo en los reactantes y productos. En el presente nos limitaremos a estudiar los siguientes métodos de balance de ecuaciones químicas (igualación de ecuaciones químicas): 

• Tanteo 

• Redox

PRESIÓN DEL GAS = PRESIÓN TOTAL - PRESIÓN DE VAPOR DE AGUA

ECUACIÓN DE ESTADO Las leyes de Boyle, de Charles y el principio o hipótesis de Avogrado, pueden combinarse para obtener una expresión general que relacione V - P - T y número de moles de una masa gaseosa. Esta expresión recibe el nombre de Ecuación de estado debido a que demuestra como se combinan las cuatro variables V, P, T y n (número de moles) al pasar el gas de un estado a otro en la expresión:

Este valor se representa por la letra R y se asume como la constante universal de los gases, por lo tanto se tendrá:

Significa que se puede conocer el peso molecular M de una sustancia en función de magnitudes que pueden determinarse. Se conoce también que m/v es la densidad absoluta del gas.

PROCESOS GASEOSOS - III

PRESIONES PARCIALES (LEY DE DALTON) 

A temperatura constante, la presión ejercida por un gas, es directamente proporcional al número de moléculas del gas en ese volumen. Cuando una o más muestras gaseosas se introducen en el espacio ocupado previamente por un solo gas, la presión sobre las paredes del recipiente aumentará. La presión parcial de un gas en una mezcla gaseosa es igual a la presión que ejercería ese gas si ocupara el volumen el solo. 

La presión total será igual a la suma de las presiones parciales ejercidas por cada uno de los gases. Si varios gases, A, B y C, se colocan en un mismo recipiente, acaban formando una mezcla homogénea. La presión que cada gas ejerce individualmente en una mezcla se denomina presión parcial. La ley de Dalton de las presiones parciales se expresa:

Cuando se realizan trabajos de laboratorio con gases, estos se pueden recoger sobre agua, en estos casos, la presión del gas húmedo contribuye a la presión total de la mezcla. La presión parcial del vapor de agua está definida para cada temperatura y es independiente de la naturaleza del gas, este valor definido se encuentra en tablas. 

La presión de vapor de agua debe restarse de la presión total para obtener la presión parcial efectiva del gas que se está midiendo.

PROCESOS GASEOSOS - II

LEY DE GAY LUSSAC (VOLUMEN CONSTANTE) "Manteniendo el volumen constante, la presión de una masa dada de gas varía directamente proporcional con la temperatura absoluta" La presión ejercida por una masa gaseosa, depende de la velocidad de las moléculas, a su vez la velocidad de las moléculas depende de la temperatura, por lo tanto la presión ejercida por un sistema gaseoso cambia de acuerdo con la temperatura del gas siempre que el volumen sé mantenga constante.

Ejemplo:

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES (LEY COMBINADA) Los cambios de volumen de una masa de gas, tienen lugar con frecuencia por cambios simultáneos de presión y temperatura. La ecuación general de los gases o Ley combinada, reúne en un solo enunciado dos de las tres leyes anteriores. Es decir, por combinación de dos leyes, se obtiene una ley que se aplica a todas las posibles combinaciones de cambios. La obtención de la ecuación general de los gases se realiza a partir de la Ley de Boyle y de Charles. Se considera el proceso de expansión de un gas en dos etapas:

PROCESOS GASEOSOS - I

LEY DE BOYLE-MARIOTTE (TEMPERATURA CONSTANTE) 

"Los volúmenes ocupados por una masa gaseosa manteniendo la temperatura constante, son inversamente proporcionales a las presiones que soportan". Esta ley se relaciona con la propiedad de gran compresibilidad que presentan los gases. En términos matemáticos, el producto presión x volumen de una cantidad determinada de gas permanece constante. Por tanto, al comparar las propiedades de una cantidad determinada de un gas ideal bajo dos condiciones, conocidas como estado inicial y final, se puede representar la siguiente ecuación a temperatura constante

Ejemplo: Una masa de nitrógeno ocupa 10 litros bajo un presión de 700 mm Hg. Determine el volumen que ocupará a 770 mm Hg si la temperatura permanece constante.

LEY DE CHARLES (PRESIÓN CONSTANTE) "Los volúmenes ocupados por una masa gaseosas manteniendo la presión constante, son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas". Esta ley se refiere a la capacidad que tienen los gases de poderse expandir o dilatarse térmicamente.

TEMPERATURA

Es el grado de nivel térmico perceptible por nuestro sentido o La medida del flujo de calor de un cuerpo. Las escalas de medición de la temperatura se dividen fundamentalmente en dos tipos, las absolutas y relativas. Ya que los valores que puede adoptar la temperatura de los sistemas, aún que no tienen un máximo, sí tienen un nivel mínimo, el . 

Las escalas relativas usan como punto de referencia dos fenómenos que ocurren siempre a la misma temperatura, generalmente los puntos de congelación y ebullición del agua, las mas empleadas son la escala Celsius o centígrada y la escala Fahrenheit 

La escala internacional para la medición de temperatura es una escala absoluta, parte del cero absoluto, que es un punto teórico no alcanzado aun por ningún cuerpo y donde hipotéticamente se sostiene que no habría movimiento molecular. (escala Kelvin K, y escala Rankine R) La escala Kelvin se inicia en el cero absoluto y cuando la presión exterior es una atmósfera, marca 273° en el punto de congelación del agua y 373° en el punto de ebullición del agua. Cuadro comparativo entre las diferentes escalas:

PRESIÓN

Es la magnitud física que expresa la relación que existe entre una fuerza y el área sobre la que actúa dicha fuerza

Equivalencia de unidades:

PRESIÓN ATMOSFÉRICA (Pb).- Es la presión que ejerce la atmósfera sobre la superficie de la tierra y sobre cualquier cuerpo que se halle bajo su efecto. Esta presión se mide con el barómetro por este motivo es llamada presión barométrica. A medida que aumenta la altura sobre el nivel del mar, la presión atmosférica disminuye. 

PRESIÓN MANOMETRICA (Pm).- Es toda presión que no es debida a la atmósfera, la presión manométrica es la presión que ejerce un gas encerrado y se mide con un manómetro. 

PRESIÓN ABSOLUTA.- Es la presión total que soporta un cuerpo, su medida se halla sumando la presión manométrica y la atmosférica.

P=Pm+Pb

GASES

COMPETENCIA: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de: 1. Explica las propiedades principales de los gases 2. Aplica las leyes de los gases en la solución de problemas: isotérmicos, isobáricos e isocóricos. 3. Utiliza la ecuación general de los gases en la resolución de problemas.

GAS.- Es toda sustancia que en condiciones ambientales no presentan forma ni volumen definido, ello se debe a que las fuerzas repulsivas intermoleculares son de mayor intensidad que las fuerzas atractivas.

GAS IDEAL.- Es un modelo teórico de gas que cumple exactamente con las leyes de Boyle- Mariotte, Charles y Gay Lussac.

GAS REAL.- Es todo gas que existe en la naturaleza, estos gases a bajas presiones y altas temperaturas tienen un comportamiento muy aproximado al gas ideal.

VARIABLES DE ESTADO DE UN GAS.- Son la presión (P), el volumen (V) y la temperatura (T), la medida de estas magnitudes nos da información de la condición física de un gas.

PROCESO GASEOSO.- Es aquel proceso donde ocurre que un gas cambia la medida de sus variables de estado. Un proceso gaseoso restringido es aquel tipo de proceso donde una de sus variables de estado (presión, volumen o temperatura) permanece constante, los mismos que tienen un nombre característico y se hallan regidos por tres leyes fundamentales. 

• Proceso isotérmico------Temperatura constante ----------- Ley de Boyle-Mariotte 

• Proceso isobárico-------- Presión constante------------------Ley de Charles. 

• Proceso isocórico-------- Volumen constante----------------Ley de Gay Lussac

DENSIDAD RELATIVA.

Es la relación que existe entre las densidades absolutas de dos cuerpos y es adimensional. Para sustancias gaseosas, es la relación entre la densidad del gas y la densidad de otra sustancia gaseosa tomada como referencia. Normalmente se emplea como patrón o referencia, el hidrógeno, el oxigeno o el aire. Ejemplo: Calcular la densidad relativa del oxigeno con respecto al aire:

Significa que el oxigeno es 1,105 veces más pesado que un volumen igual de aire. 

Cuando se trata de calcular densidades relativas de cuerpos sólidos o líquidos normalmente se utiliza como referencia la densidad de agua. 

Ejemplo: 

Calcular el peso de 5 litros de dióxido de azufre medidos en condiciones normales. 

Primero se determina el peso molecular:

DENSIDAD ABSOLUTA

La densidad de una sustancia es una propiedad que representa, la masa que tiene un cuerpo por cada unidad de volumen. Cuando se trata de sólidos y líquidos se expresa en gramos por cm3. La densidad de un gas se expresa en gramos por litro, kilogramos por m3 ó libras por pie 3. Para calcular la densidad absoluta de un gas, se debe conocer su peso molecular. Según el principio de Avogrado, un mol de moléculas de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros medidos en C.N. luego:

Ejemplos: 

Considerando volumen molar y en condiciones normales de temperatura y presión.

La densidad absoluta del oxigeno será:

VOLUMEN MOLAR (Vm)

Es el volumen ocupado por un mol de moléculas de una sustancia gaseosa, su valor depende de la temperatura y de la presión. En condiciones normales de temperatura y presión CNTP (0 °C y 760 mmHg), un mol de moléculas de cualquier sustancia gaseosa ocupa un mismo volumen, denominado volumen molar, cuyo valor es 22,4 litros. Según la hipótesis de Avogrado, 22,4 litros de cualquier sustancia gaseosa en CNTP contendrán el mismo número de moléculas, es decir 6,022 x 1023 (Número de Avogrado). Por lo tanto el peso de 22,4 litros de cualquier gas en CNTP será su peso molecular.