MÓDULO DE QUÍMICA: 2015

4.2 DISOLUCIONES

Las disoluciones se clasifican en:

Diluidas

• Son aquellas en las que hay muy poca cantidad de soluto disuelto, el solvente puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo es la cantidad de minerales en el agua de mesa: tiene una cantidad muy baja que nos permite asimilarlos correctamente.

Concentradas

• Son aquellas en las que hay bastante cantidad de soluto disuelto, pero el solvente todavía puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo podría ser el agua de mar: contiene una gran cantidad de sal disuelta, pero todavía sería posible disolver más cantidad de sal.

Saturadas

• Son aquellas en las que no se puede seguir admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta.

Sobresaturadas

• Son aquellas en las que se ha añadido más soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente.

Concentraciones

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluidos o concentrados expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

Porcentaje peso a peso (% M/M): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Modalidad

Una solución molal (Sol. m) es aquella que contiene una mol de soluto «más» 1000 gramos de solvente.

Fracción molar

Es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución.

Se representa con la letra X

No tiene unidades

1. X_sto= ^{MOLES DE SOLUTO}

^{MOLES DE SOLUTO +
MOLES DE DISOLVENTE}

2. X_ste = ^{MOLES DE SOLUTO}

^{MOLES DE SOLUTO + MOLES
DE DISOLVENTE}

4.1 GASES

Unidad IV

GAS IDEAL

Es aquel que cumple exactamente con las leyes establecidas para los gases, es decir, un gas donde no hay fuerzas de atracción o repulsión entre las moléculas y el cual el volumen real de las moléculas es insignificante.

LEYES DE GASES

LEY DE BOYLE

La relación matemática que existe entre la presión y el volumen de un cantidad dad de un gas a una cierta temperatura fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Boyle encerró una cantidad de aire en el extremo cerrado de un tubo en forma de U, utilizando mercurio como fluido de retención. Boyle descubrió que el producto de la presión por volumen de una cantidad fija de gas era un valor aproximadamente constante. Notó que si la presión de aire se duplica su volumen era la mitad del volumen anterior y si la presión se triplicaba el volumen bajaba a una tercera mitad del inicial. También observo que al calentar un gas aumentaba su volumen si la presión se mantenía constante, a este proceso se le llama proceso isobárico.

“El volumen de un gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión”

LEY DE CHARLES

En 1787, Jacques Charles investigó la relación existente entre el volumen y la temperatura de un gas a presión constante. Usó un aparato similar al que se ve en la figura:

Al conservar la presión constante, el volumen aumenta y cuando la temperatura disminuye, el volumen también disminuye. Luego, había una proporcionalidad lineal directa entre el volumen y la temperatura, la cual se conoce como Ley de Charles.

Ejemplo:

Un globo lleno aumenta su volumen cuando se le caliente y lo disminuye cuando se le enfría

“Cuando la presión se mantiene constante, los volúmenes de los gases son directamente proporcionales a las temperaturas ABSOLUTAS”, es decir, que si la temperatura aumenta, el volumen también aumenta. Esta ley se fundamenta en que todo cuerpo por acción del calor se dilata.

Ejemplo:

Un gas tiene un volumen de 2.5 L a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C?

Recuerda que en estos ejercicios siempre hay que usar la escala Kelvin.

Solución: Primero expresamos la temperatura en Kelvin:

T₁ = (25 + 273) K= 298 K

T₂ = (10 + 273) K= 283 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

Si despejas V₂ obtendrás un valor para el nuevo volumen de 2.37 L.

LEY DE GAY LUSSAC

“Cuando el volumen se mantiene constante, las presiones que ejercen los gases son directamente proporcionales a sus temperaturas ABSOLUTAS”, de manera que si la temperatura aumenta, la presión también aumenta.

Ejemplo:

Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mmHg cuando su temperatura es de 25.0°C. ¿A qué temperatura deberá estar para que su presión sea 760 mmHg?

Solución: Primero expresamos la temperatura en kelvin:

T₁ = (25 + 273) K= 298 K

Ahora sustituimos los datos en la ecuación:

Si despejas T₂ obtendrás que la nueva temperatura deberá ser 233.5 K o lo que es lo mismo -39.5 °C.

LEY COMBINADA

Tomando en cuenta la intervención simultánea de los tres factores físicos: presión, volumen y temperatura, es decir, combinando las tres leyes estudiadas Boyle, Charles y Gay Lussac, se tiene la ley combinada.

ECUACIÓN GENERAL

La constante universal de los gases se calcula tomando en cuenta las condiciones normales de un gas, esto es: una mol, 1 atm, 22,4 litros y 273 K. Por lo tanto si en la fórmula general despejamos R, tendremos:

LEY DE DALTON

“La presión total de una mezcla de dos o más gases que no reaccionan entre sí es igual a la suma de las presiones de los componentes”

UNIDAD IV: PRESENTACIÓN FÍSICA DE LA MATERIA

Unidad IV:

PRESENTACIÓN FÍSICA

DE LA MATERIA

RESULTADOS DE APRENDIZAJE:

Utiliza los principios químicos de los gases en el desarrollo de las prácticas experimentales.

3.3 ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA:

Hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química, en otras palabras se puede definir como: "la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas".

Para entender mejor a esta rama de la química, es necesario establecer algunos conceptos básicos, que si bien pueden ser un poco trillados, son indispensables para su estudio.

Reactantes →Productos

LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS

(Louis Joseph Proust 1754-1826). En la formación de un compuesto, la proporción de elemento que se combina con una masa definida de otro elemento, será siempre la misma, es decir, cada compuesto químico, contiene siempre los mismos elementos unidos en idénticas proporciones.

Por ejemplo, del cloruro sódico indica que para formar 5 g de cloruro sódico, se necesitan 3 g de cloro y 2 g de sodio, por lo que la proporción entre las masas de ambos elementos es:

Si hacemos reaccionar ahora 10 g de cloro, como se calcular cuántos g de sodio se necesita y cuál es la proporción entre las masas:

LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

Ejemplo:

La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

C + O2 --> CO2	12 g. de C + 32 g. de O2 --> 44 g. CO2
C + ½ O --> CO	12 g. de C + 16 g. de O2 --> 28 g. CO2

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso "el doble")

32/16 = 2

Reactivo limitante y reactivo en exceso

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.
Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Ejemplo:
Fíjese en la siguiente reacción:
2H₂+O₂-> 2H₂O

Suponga que hay 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno y sucede la reacción.

¿Cuál será el reactivo limitante?

Se necesitan 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2 (La proporción requerida es de 2:

1) Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

Reactivo Limitante

• Aquel reactivo que se consume en su totalidad durante la reacción y que limita la cantidad de producto a obtener, siendo que existe otro que no se consume en su totalidad y del cual sobra un resto sin reaccionar.

Reactivos en exceso

• Aquel reactivo que NO se consume en su totalidad durante la reacción y del cual sobra un resto sin reaccionar, siendo que existe otro que limita la cantidad de producto a obtener y que no se consume en su totalidad.

Paso

1. Igualar la ecuación.

2. Calcular UMA.

3. Calcular moles.

4. Dividir los moles obtenidos para el coeficiente molar.

El compuesto con menor número de moles será el reactivo limitante y el mayor será el reactivo en exceso.

A partir de los moles obtenidos del reactivo limitante, se busca mediante regla de tres el valor de moles del otro reactivo.

Para calcular el exceso se trabaja con los moles del compuesto en exceso menos el valor obtenido de la regla de tres

Para calcular la masa del exceso se multiplica los moles por la UMA.

Porcentaje de rendimiento

´ Sirve para determinar la eficiencia de una reacción específica. Se obtiene del:

Rendimiento experimental es el que se obtiene después de un proceso de reacción, que se puede ver afectado por factores como la presión, temperatura, cantidades de reactivos, la pureza, etc.

Rendimiento teórico: se calcula a partir del reactivo limitante

Paso para calcular porcentaje de rendimiento

1. Balancear la reacción

2. Convertir a moles todas las cantidades

3. Determinar el reactivo limitante

4. Calcular el rendimiento teórico

5. Identificar el rendimiento experimental

6. Calcular el porcentaje de rendimiento

Ejercicio:

´ La reacción de 6.8 g de H₂S con exceso de SO₂, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).

Pureza

Algunas reacciones trabajan con sustancias puras, lo que quiere decir que hay que eliminar las impurezas sobre todo cuando se trata de sustancias minerales.

Con frecuencia en los laboratorios e industrias reactivos que se emplean presentan impurezas y esto afecta la calidad del producto, el cual no se obtendrá en estado puro.

Como las relaciones estequiometrias se basan en sustancias puras es necesario estar seguros de que las cantidades tomadas para los cálculos correspondan a material puro que se encuentra en los reactivos con impurezas.

La cantidad sustancia pura (SP) de una sustancia impura (SI) se puede calcular de la siguiente manera:

SP = (SI x %Pureza)/100

5. BIBLIOGRAFÍA DE QUÍMICA

4.2 DISOLUCIONES

4.1 GASES

UNIDAD IV: PRESENTACIÓN FÍSICA DE LA MATERIA

3.3 ESTEQUIOMETRIA