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Importancia de la química para el ser humano y el ambiente (página 5)




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RELACIONES EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Las formulas de los compuestos tienen un significado cualitativo y cuantitativo; lo mismo sucede cuando se presentan mediante ecuaciones químicas las transformaciones que se producen entre unos compuestos para obtener otros distintos.

Las ecuaciones químicas tienen dos miembros, separados por una flecha que nos indica el sentido en que se produce la reacción o, si son reversibles, una doble flecha. Además, es importante destacar que las ecuaciones se presentan siempre balanceadas, por lo que supone una información precisa acerca de las cantidades, tanto en moles como en gramos, que intervienen en las reacciones; siendo estas iguales en ambos miembros de la ecuación, aunque los compuestos son distintos. Asimismo, nos informa de la relación de volúmenes que intervienen en las reacciones. También se sobreentiende que las ecuaciones químicas representan la relación que se establece tanto entre átomos como entre moles.

Una vez establecida la ecuación química de un proceso se puede seguir un modelo simple para la solución de todos los problemas estequiométricos, que consta de tres pasos:

  1. convertir la cantidad de sustancias dadas a moles
  2. convertir los moles de las sustancias dadas a moles de las sustancias que se desean
  3. convertir los moles de las sustancias deseadas a las unidades de cantidad requeridas

relación masa – masa

1. El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:
C2H5OH + 3O2-----2CO2+ 3H2O
¿cuántos grs de CO2 se producen cuando se queman 3.10 grs de C2H5OH de esta manera.

2. Si 3.00 grs de SO2 gaseoso reaccionan con oxígeno para producir trióxido de azufre, ¿cuántos grs de oxígeno se necesitan?

3. Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción
2NaN3 ----2Na + 3N2
¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5.00 g de nitrógeno gaseoso?

4. ¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? (No olvide balancear la reacción.)
Mg + N2 ----Mg3N2

5. ¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.00 g O2 en presencia de H2, según la ecuación

2H2 + O2---- 2H2O?

6. El octano se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:
2C8H18 + 25O2 ----16CO2 + 18H2O
¿Cuántos gramos de CO2 se producen cuando se queman 5.00 g de C8H18

7. La fermentación de glucosa, C6H12O6, produce alcohol etílico, C2H5OH, y dióxido de carbono:
C6H12O6(ac)----2C2H5OH(ac) + 2CO2(g)
¿Cuántos gramos de etanol se pueden producir a partir de 10.0 g de glucosa?

8. El CO2 que los astronautas exhalan se extraer de la atmósfera de la nave espacial por reacción con KOH:
CO2 + 2KOH ----K2CO3 + H2O
¿Cuántos gr de CO2 se pueden extraer con 1000 g de KOH?

9. ¿Cuántos gramos de óxido de hierro Fe2O3, se pueden producir a partir de 2.50 g de oxígeno que reaccionan con hierro sólido?

10. Un producto secundario de la reacción que infla las bolsas de aire para automóvil es sodio, que es muy reactivo y puede encenderse en el aire. El sodio que se produce durante el proceso de inflado reacciona con otro compuesto que se agrega al contenido de la bolsa, KNO3, según la reacción 10Na + 2KNO3 K2O + 5Na2O + N2
¿Cuántos gramos de KNO3 se necesitan para eliminar 5.00 g de Na?

que cantidad de carbono se necesita para producir 600 g de oxido de plomo

PbO + C------- Pb + CO2

cuantos gramos de sodio es necesario poner a reaccionar con agua para obtener 10 g. De Hidrógeno

Na + H20----- NaOH + H2

cuantos gramos de dicromato de potasio debemos poner a reaccionar con suficiente cantidad de acido clorhídrico para obtener 10 grs. De cloro

K2Cr2O7 + HCl -----KCl + CrCl3 + H2O + Cl2

cuantos gramos de ácido sulfhídrico se obtienen al hacer reaccionar 50 g. De sulfuro de fierro III con suficiente cantidad de ácido clorhídrico

FeS + HCl----- FeCl2 + H2S

cuantos gramos de nitrato de sodio es necesario poner a reaccionar con suficiente cantidad de ácido sulfúrico para obtener 100 g. De ácido nítrico

NaNO3 + H2SO4 -----NaHSO4 + HNO3

Al poner a reaccionar 200 g. De carbonato calcio con suficiente cantidad de ácido clorhídrico, cuantos gramos de dióxido de carbono se obtienen

CaCO3 + HCl -----CaCl2 + H2O + CO2

Que cantidad de peroxido de sodio es necesario poner a reaccionar con agua para obtener 300 g. De oxigeno.

Na2O2 + H2O -----NaOH + O2

el oxigeno se prepara calentando el clorato de potasio, ¿ cual es el peso de oxigeno obtenido a partir de 6g. De clorato de potasio ?

KClO3----- KCl + O2

Cuantos gramos de HCl reaccionan con 28.2 gramos de hidróxido de bario de acuerdo con la siguiente reacción

Ba(OH)2 + HCl -----BaCl2 + H2O

si se hacen reaccionar 20 g. De cobre con ácido nítrico concentrado ¿ que cantidad de nitrato cuprico se obtiene ?

Cu + HNO3 -----Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Relaciones masa – volumen o viceversa

  1. NH4 NO2 -----N2 + H2O

  2. Al poner a calentar 100 g. De nitrito de amonio en condiciones NPT ¿ que volumen de nitrógeno se obtiene ?

    KClO3---- KCl + O2

  3. Que cantidad de clorato de potasio en condiciones NPT es necesario poner a calentar para obtener 10 lts de oxigeno

    CaH2 + H2O----- Ca(OH)2 + H2

  4. cuantos litros de hidrógeno en condiciones NPT se obtienen al poner a reaccionar 20 grs. De hidruro de calcio con agua.

    NH4Cl + Ca(OH)2----- CaCl2 + H2O + NH3

  5. Cuantos litros de amoniaco se obtienen al poner a reaccionar 100 g de cloruro de amonio con hidróxido de calcio

    NH4 NO3----- H2O + N2O

  6. Cuantos gramos de nitrato de amonio en condiciones NTP es necesario poner a calentar para obtener 500 lts. De monóxido de dinitrogeno

    Ca CO3----- CaO + CO2

  7. Cuantos litros de dióxido de carbono se obtienen al calentar 15 g de carbonato de calcio en condiciones NTP

    H2SO4 + NaHSO3 -----NaHSO4 + H2O + SO2

  8. cuantos litros de dióxido de azufre se obtienen al poner a reaccionar 50 g. De sulfito ácido de sodio con ácido sulfúrico concentrado
  9. determinar la masa molecular de un gas si 600 ml tiene una masa de 1.5 g. En condiciones NTP.
  10. encontrar el volumen ocupado por 50 g. De oxigeno en condiciones NTP.
  11. determinar el volumen de hidrógeno liberado cuando 300 g. De zinc reaccionan con ácido sulfúrico.
  12. cuantos litros de dióxido de carbono se obtienen calentando 400 gramos de carbonato de calcio.

    H2O2----- H2O + O2

    Relaciones volumen - volumen

  13. cual es el volumen de oxigeno en litros, formado por la descomposición de 20 grs. De agua oxigenada en condiciones NTP

    HCl + CaCO3 -------CaCl2 + H2O + CO2

    • Que volumen de dióxido de carbono a ° C de temperatura y 1atmosfera de presión puede producirse a partir a partir de 75 g. De carbonato calcico.
    • Que volumen de ácido clorhídrico gaseoso a ° C de temperatura y 1atmosfera de presión se necesita para preparar la solución de ácido.
  14. se puede obtener dióxido de carbono por la acción del ácido clorhídrico sobre el carbonato calcico. El producto principal que se obtienen es la caliza.
  15. cuantos litros de amoniaco se pueden obtener partiendo de 750 litros de nitrógeno y midiendo todos los gases en condiciones normales.

N2 + H2----- NH3

 

GASES IDEALES

La materia puede presentarse en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. En este último estado se encuentran las sustancias que denominamos comúnmente "gases".

Ley de los gases Ideales

Según la las moléculas pueden tener o no cierta libertad de movimientos en el espacio; estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las libertad de movimiento de las moléculas de un sólido está restringida a pequeñas vibraciones; en cambio, las moléculas de un gas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que las contiene.

Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas en base a las experiencias en laboratorio realizadas. En los gases ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T). 

se le llama gas ideal al que cumple los tres postulados de la teoría cinética

La presión es la fuerza que se ejerce por unidad de area de un recipiente, para medirla se utiliza el barómetro. Las unidades mas usadas para medir la presión son: atmósferas, milímetros de mercurio, torr, kg/cm2, Dinas/cm2 y libras/ in2

La presión normal es de 1 atm = 760 mm de Hg= 760 torr que son las unidades que utilizaremos

Temperatura, es la medida de energía cinética promedio de las moléculas de un cuerpo, se mide mediante un termómetro y la unidad es el grado. Las escalas utilizadas para la temperatura son las siguientes ° C, ° R, ° F y la absoluta K ( K = ° C + 273 ) que es la utilizada para la medición de gases.

Volumen es el espacio ocupado por una sustancia determinada. Se mide en litros, mililitros, metros cúbicos, etc

La ley de Boyle - Mariotte relaciona inversamente las proporciones de volumen y presión de un gas, manteniendo la temperatura constante: P1. V1 = P2 . V

Cuando la temperatura es constante se dice que las condiciones son isotérmicas

La ley de Gay-Lussac afirma que el volumen de un gas, a presión constante, es directamente

proporcional a la temperatura absoluta: *

Cuando la presión es constante, se dice que las condiciones son isobáricas

La ley de Charles sostiene que, a volumen constante, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del sistema:

Cuando el volumen es constante se dice que las condiciones son isocóricas

* En ambos casos la temperatura se mide en kelvin (273 K = 0ºC) ya que no podemos dividir por cero, no existe resultado.

De las tres se deduce la ley universal de los gases:

Resuelve los siguientes Ejercicios aplicando la ley que corresponda:

1) Un volumen gaseoso de un litro es calentado a presión constante desde 18 °C hasta 58 °C, ¿qué volumen final ocupará el gas?.

Rta.: 1,23 l

2) Una masa gaseosa a 32 °C ejerce una presión de 18 atm, si se mantiene constante el volumen, qué aumento sufrió el gas al ser calentado a 52 °C?.

Rta.: 1,1 atm

3) En un laboratorio se obtienen 30 cm3 de nitrógeno a 18 °C y 750 mm de Hg de presión, se desea saber cuál es el volumen normal.

Rta.: 27,7 cm3

4) Una masa de hidrógeno en condiciones normales ocupa un volumen de 50 litros, ¿cuál es el volumen a 35 °C y 720 mm de Hg?.

Rta.: 59,5 l

5) Un gas a 18 °C y 750 mm de Hg ocupa un volumen de 150 cm3, ¿cuál será su volumen a 65 °C si se mantiene constante la presión?.

Rta.: 17,42 cm3

6) Una masa gaseosa a 15 °C y 756 mm de Hg ocupa un volumen de 300 cm3, cuál será su volumen a 48 °C y 720 mm de Hg?.

Rta.: 310,3 cm3

7) ¿Cuál será la presión que adquiere una masa gaseosa de 200 cm3 si pasa de 30 °C a 70 °C y su presión inicial es de 740 mm de Hg?.

Rta.: 837,68 mm de Hg

8) ¿Cuál será la presión de un gas al ser calentado de 20 °C a 140 °C si su presión inicial es de 4 atm?.

Rta.: 5,6 atm

9) Un recipiente está lleno de aire a presión normal y a 0 °C. Posee una válvula de seguridad que pesa 100 N y su sección es de 8 cm2. Si la presión se mantiene normal, se desea saber qué temperatura deberá alcanzar el recipiente para que la válvula se abra, despreciando la dilatación del recipiente.

Rta.: 57,34 °C

10) En una fábrica de oxígeno se almacena 1 m3 de ese gas en un cilindro de hierro a 5 atm, ¿qué volumen habrá adquirido si inicialmente la presión era de 1 atm?

Rta.: 1,0323 bar

11) La densidad del oxígeno a presión normal es de 14,29 kg/m3, ¿qué presión soportaría para que su densidad sea de ,589 kg/m3?.

Rta.: 313,2 mm de Hg

12) A presión de 758 mm de Hg, el aire en la rama de un manómetro de aire comprimido marca 32 cm, ¿qué presión se ejerce cuando ese nivel se reduce a 8 cm? (considere uniforme la sección del tubo).

Rta.: 2,9 atm

13) Se almacena 1 m3 de oxígeno en un cilindro de hierro a 6,5 atm. ¿Cuál será el nuevo volumen si estaba inicialmente a 1 atm?.

Rta.: 0,1538 m3

14) En un tanque se coloca querosen hasta el 75 % de su volumen, se introduce luego aire hasta que alcanza una presión de 2,8 atm, determinar el volumen de aire dentro del tanque, si su longitud es de 35 cm y 8 cm de radio.

Rta.: 4,92 dm3

15) En un rifle de aire comprimido se encierran 200 cm3 de aire a presión normal que pasan a ocupar 22 cm3. ¿Cuál es la nueva presión del aire?, si el proyectil sale con una fuerza de 120 kgf, ¿cuál será la sección del proyectil?.

Rta.: 9390 gf/cm2 y 1,27 cm2

16) Un tubo cilíndrico de 1,5 m de largo se sumerge verticalmente en mercurio hasta que el extremo cerrado queda a 25 cm de la superficie libre del mercurio. Determinar la longitud que ocupará, dentro del tubo, el aire, si la presión exterior es de 75 cm de Hg (d = 13,56 g/cm3).

Rta.: 56,25 cm

17) En un tubo vertical lleno de aire y de 4 cm de diámetro se coloca un émbolo que ajusta perfectamente (sin rozamiento). Si el peso del émbolo es de 2,5 kgf y la presión exterior es de 735 mm de Hg ¿cuál es la presión del aire encerrado cuando el sistema aire-émbolo se encuentra en equilibrio?.

Rta.: 1198 gf/cm2

18) En el caso del problema anterior, ¿cuál será el volumen ocupado por el aire si la longitud del tubo es de 3 m?.

Rta.: 3142 cm3

19) Un volumen de 150 dm3 está a presión normal, ¿qué presión soportará si su volumen se reduce a 12 cm3?.

Rta.: 9500 mm Hg

20) El aire en la rama cerrada de un manómetro de aire comprimido es de 35 cm cuando la presión es de 755 mm de Hg, ¿cuál será la presión cuando es nivel sea de 6 cm?.

Rta.: 4404 mm de Hg

21) El aire en la rama cerrada de un barómetro a presión normal, alcanza a un volumen que equivale a 65 cm. ¿Cuál será el nuevo nivel si la presión ejercida fuera de 40 kgf/cm2 y cuanto se elevará el Hg?.

Rta.: 1,678 cm y 63,322 cm

  1. en el suelo un globo aerostático tiene un volumen de 100 K litros a - 27° C y presión normal. Cual seria el volumen del globo si se elevara a una altura donde la temperatura es de -12° C y la presión de 300 mm de Hg
  2. el volumen medido de un gas fuew de 15 litros a 37° C y una presión de 2 atm. Que volumen ocupara el gas en condiciones normales
  3. un gas tiene un volumen de 300 ml a 20° C y 4 atm. Cual será su volumen si la temperatura se incrementa en 10° C y la presión se reduce a la mitad
  4. manteniendo constante la temperatura se comprimió una nuestra de 200 ml de un gas hasta 55 ml. La presión que se ejerció fue de 2 atm. Cual era la presión inicial del gas
  5. a presión normal el volumen ocupado por un gas es de 15 litros a una temperatura de 25° C. Si la temperatura se reduce hasta -15° C. Cual será el volumen del gas
  6. un tanque se encuentra a 2 atm de presión y tiene una temperatura de 20° C. Calcular que temperatura adquiere cuando se le aplica una presión de 5 atm
  7. el volumen medido de un gas es de 1000 ml a temperatura de 60° C y una presión de 720 torr. Que volumen ocupara el gas en condiciones normales
  8. un gas ocupa un volumen de 50 litros a una temperatura constante y soportando una presión de 2 atm. Que volumen ocupara ese mismo gas a una presión de 10 atm.
  9. una muestra de gas a una presión de 900 mm de Hg, y a una temperatura de 20° C mantiene un volumen constante. Que presión tendrá ese gas a una temperatura de 50° C
  10. un gas ocupa un volumen de 8 litros a una temperatura de 27° C y una presión constante que volumen ocupara a 80° C
  11. un gas tiene un volumen de 50 ml a una temperatura de 20° C y una presión de dos atmósferas. Que presión en mm de Hg tendrá ese gas a una temperatura de 77° C y un volumen de 200 ml
  12. a que presión debe estar sometido un gas, que se encuentra a temperatura constante, para que pase de un volumen de 10 litros a otro de 8 litros, si inicialmente se encontraba a una presión de 1 atm.
  13. que volumen inicial ocupo un gas sometido a una presión constante y una temperatura de 30° C, si 40° C ocupo un volumen de 10 litros
  14. en condiciones iniciales, un gas ocupo un volumen de 8 litros a una temperatura de 25° C y una presión de 1 atm. Que volumen ocupara a una presión de 8 atm. Y una temperatura de 30° C.
  15. una masa de nitrógeno ocupa 200 ml a 100° C encontrar su volumen en condiciones isobaricas
  16. se tienen 2 litros de oxigeno en condiciones normales. Si el volumen disminuye 200 ml y la presión se duplica. Cual será su temperatura en ° C
  17. 50 ml de un gas se encuentran a 20° C y presión normal. Cual será su volumen a 30° C y 700 torr.
  18. en condiciones isotérmicas se tienen 500 ml de un gas a una atm de presión, si el volumen aumenta a 1.5 lts. Cual será la presión de ese gas.
  19. un volumen de 20 litros de un gas se encuentra a una temperatura de 20° C y 730 mm de Hg de presión. Cual será su volumen en condiciones normales
  20. un tanque de 3 litros contiene gas a una temperatura ambiente (20° C), tiene una presión de 20 atm. Cual seria el volumen del gas a 1 atm y a la misma temperatura
  21. el gas contenido en un spray para el pelo puede tener una presión de 1200 torr a 25° C. Que presión ejerceria el gas si se calentara a 300° C

Teoría Cinética de los Gases

El comportamiento de los gases, enunciadas mediante las leyes anteriormente descriptas, pudo explicarse satisfactoriamente admitiendo la existencia del átomo

El volumen de un gas: refleja simplemente la distribución de posiciones de las moléculas que lo componen. Más exactamente, la variable macroscópica V representa el espacio disponible para el movimiento de una molécula. 

La presión de un gas, que puede medirse con manómetros situados en las paredes del recipiente, registra el cambio medio de momento lineal que experimentan las moléculas al chocar contra las paredes y rebotar en ellas. 

La temperatura del gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas, por lo que depende del cuadrado de su velocidad

La reducción de las variables macroscópicas a variables mecánicas como la posición, velocidad, momento lineal o energía cinética de las moléculas, que pueden relacionarse a través de las leyes de la mecánica de Newton, debería de proporcionar todas las leyes empíricas de los gases. En general, esto resulta ser cierto.

La teoría física que relaciona las propiedades de los gases con la mecánica clásica se denomina teoría cinética de los gases. Además de proporcionar una base para la ecuación de estado del gas ideal. La teoría cinética también puede emplearse para predecir muchas otras propiedades de los gases, entre ellas la distribución estadística de las velocidades moleculares y las propiedades de transporte como la conductividad térmica, el coeficiente de difusión o la viscosidad.

Densidad de un gas

En un determinado volumen las moléculas de gas ocupan cierto espacio. Si aumenta el volumen (imaginemos un globo lleno de aire al que lo exponemos al calor aumentando su temperatura), la cantidad de moléculas (al tener mayor espacio) se distribuirán de manera que encontremos menor cantidad en el mismo volumen anterior. Podemos medir la cantidad de materia, ese número de moléculas, mediante una magnitud denominada masa. La cantidad de moléculas, la masa, no varía al aumentar o disminuir (como en este caso) el

volumen, lo que cambia es la relación masa - volumen. Esa relación se denomina densidad (d). La densidad es inversamente proporcional al volumen (al aumentar al doble el volumen , manteniendo constante la masa, la densidad disminuye a la mitad) pero directamente proporcional a la masa (si aumentamos al doble la masa, en un mismo volumen, aumenta al doble la densidad).

Hipótesis de Avogadro

Esta hipótesis establece que dos gases que posean el mismo volumen (a igual presión y temperatura) deben contener la misma cantidad de moléculas. 

Cada molécula, dependiendo de los átomos que la compongan, deberán tener la misma masa. Es así que puede hallarse la masa relativa de un gas de acuerdo al volumen que ocupe. La hipótesis de Avogadro permitió determinar la masa molecular relativa de esos gases. 

Analicemos el orden lógico que siguió:

  1. La masa de 1 litro de cualquier gas es la masa de todas las moléculas de ese gas.
  2. Un litro de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas de cualquier otro gas
  3. Por lo tanto, un litro de un gas posee el doble de masa de un litro otro gas si cada molécula del primer gas pesa el doble de la molécula del segundo gas.
  4. En general las masas relativas de las moléculas de todos los gases pueden determinarse pesando volúmenes equivalentes de los gases.

En condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) [ P = 1 atm y T = 273 ºK ] un lito de hidrógeno pesa 0,09 g  y un litro de oxígeno pesa 1,43 g. Según la hipótesis de Avogadro ambos gases poseen la misma cantidad de moléculas. La proporción de los pesos entre ambos gases es: 1,43 : 0,09 = 15,9 (aproximadamente) 16. Es la relación que existe entre una molécula de oxígeno e hidrógeno es 16 a 1. Las masas atómicas relativas que aparecen en la tabla periódica están consideradas a partir de un volumen de 22,4 litros en CNPT.

Ley de los Gases Generalizada

Como consecuencia de la hipótesis de Avogadro puede considerarse una generalización de la ley de los gases. Si el volumen molar (volumen que ocupa un mol de molécula de gas) es el mismo para todos los gases en CNPT, entonces podemos considerar que el mismo para todos los gases ideales a cualquier temperatura y presión que se someta al sistema. Esto es cierto por que las leyes que gobiernan los cambios de volumen de los gases con variaciones de temperatura y presión son las mismas para todos los gases ideales. Estamos relacionando proporcionalmente el número de moles (n), el volumen, la presión y la temperatura: P.V ~ n T. Para establecer una igualdad debemos añadir una constante (R) quedando:

P.V = n . R . T

El valor de R podemos calcularlo a partir del volumen molar en CNPT:

por lo tanto R= 0.08205lt-atm/Kmol = 82.05 ml-atm/Kmol = 1.99 cal/ K mol = 8.31 x 107 ergios / K mol

Por definición n (número de moles) se calcula dividiendo la masa de un gas por el Mr (la masa molecular relativa del mismo).

Que es otra forma de expresar la ley general de gases ideales.

EJERCICIOS:

  1. que volumen ocuparan 5 moles de bióxido de carbono a una temperatura de 27° C y 800 mm de Hg.
  2. a que presión estarán sometidos 5º gramos de bióxido de carbono que ocupan un volumen de 10 ml a una temperatura de 30° C.
  3. encontrar la densidad de un gas que tiene una masa molecular de 350 gr/mol y se encuentra a 2.5 atm y 35° C
  4. determínese el volumen ocupado por 4 grs de oxigeno en condiciones normales
  5. un tanque de 590 litros de volumen contiene oxigeno a 20° C y 5 atm de presión. Calcúlese la masa del gas almacenado en el deposito.
  6. a 18° C y 765 mm de Hg, 1.29 litros de un gas ideal " pesan " 2.71 grs. Encuéntrese la masa molecular del gas.
  7. determínese el volumen de 8 grs. De Helio a 15° C y 480 mm de Hg.
  8. encuéntrese la densidad del metano CH4 a 20° C y 5 atm.
  9. determínese el peso molecular aproximado de un gas si 560 cm3 pesan 1.55 g a TPE
  10. a 18° C y 765 torr, 1.29 litros de un gas pesan 2.71 g. Calcular el peso molecular aproximado del gas.
  11. si la densidad del monóxido de carbono es 3.17 gr/lt a -27° C y 2.35 atm, cual es su peso molecular aproximado.
  12. si 200 ml de un gas pesan 0.268 g a TPE cual es su peso molecular
  13. calcúlese el volumen de 11 grs. De N2O a TPE
  14. que volumen ocuparan 1.216 grs de SO2 gaseoso a 18° C y 755 torr
  15. calcúlese el peso de un litro de amoniaco gaseoso NH3 a TPE
  16. calcúlese la densidad del H2 S gaseoso a 27° Cy 2 atm
  17. encuéntrese el peso molecular de un gas cuya densidad a 40° C y 758 torr es 1.286 kg/m3
  18. 5.75 grs. De un gas ocupan un volumen de 3.4 lt a una temperatura de 50° C y una presión de 0.94 atm. Cual es su peso molecular
  19. se ha encontrado que 820 cc de un gas desconocido, a 35° C y a 800 mm de Hg pesan 2.46 g. Cual es su peso molecular
  20. que volumen ocuparan 1.5 grs. De NO gaseoso a 75° C y a 300 mm de Hg de presión

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES ( DALTON )

A temperatura constante, la presión ejercida por una mezcla de gases, es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas. Se define como presión parcial de un gas en una mezcla gaseosa, a aquella que ejercería este gas, si solamente él ocupara todo el volumen de la mezcla.

Ejercicios:

Una mezcla de gases a 760 torr contiene 65 % de Nitrógeno, 15 % de oxigeno y 20 % de dióxido de carbono, en volumen. ¿ cual es la presión parcial de cada gas en torr ?

En una mezcla gaseosa a 20 ° C, las presiones parciales de los componentes son: hidrógeno 200 torr, dióxido de carbono 150 torr, metano 320 torr, etileno 105 torr. ¿ cual es la presión total de la mezcla y el porcentaje en volumen de hidrógeno ?

La presión parcial del oxigeno en una muestra diferente de aire es de 152 mm de Hg. La presión total es de 750 mm de Hg ¿ cual es la fracción molar de oxigeno ?

Un matraz de 200 ml contiene oxigeno a 200 torr y un matraz de 300 ml contiene nitrógeno a 100 torr. Entonces, los dos matraces se conectan de forma que cada gas llene sus volúmenes combinados. Suponiendo que no hay cambio en la temperatura, ¿ cual es la presión parcial de cada gas en la mezcla final y cual es la presión total?

El aire del norte en invierno contiene esencialmente nitrógeno, oxigeno y argón. Las fracciones molares de estos tres gases son 0.78, 0.21 y 0.01 respectivamente. Si la presión del aire es de 742 mm de Hg, ¿ cuales son las presiones parciales de estos gases?

En una practica de laboratorio se hace reaccionar ácido clorhídrico con aluminio, el hidrógeno gaseoso desprendido se recogió sobre agua a 25 ° C, ocupando un volumen de de 355 ml a una presión total de 750 mm de Hg. La presión de vapor del agua a 25 ° C vale 24 mm de Hg. Calcular : ¿ cual es la presión parcial del hidrógeno en la mezcla? ¿ cuantos moles de hidrógeno se han recogido ?

Se recogen exactamente 100 ml de oxigeno en agua a 23 ° C y 800 torr. Calcúlese el volumen estándar del oxigeno seco. La presión de vapor del agua es de 21.1. torr

se recolecto una muestra de oxigeno por desplazamiento del agua contenida en tubo invertido. La temperatura es 25 ° C, la presión es de 750 mm de Hg y el volumen ocupado es de 280 ml. Cual es el verdadero volumen del oxigeno en TPS. Considere que el vapor de agua a dicha temperatura es de 23.5 mm de Hg.

en un recipiente a vacío se introducen 7 grs de nitrógeno, 16 de oxigeno y 3.03 de hidrógeno. La capacidad del recipiente es de 80 lts y la temperatura de 50 ° C. ¿ cual es la presión parcial de cada uno de los gases en la mezcla ? ¿ cual es la presión total ?

se recogen 500 ml de oxigeno sobre agua, a una presión de 760 mm de Hg. La temperatura del sistema es de 25 ° C; a esta temperatura, el agua tiene una presión de vapor de 23.8 mm de Hg ¿ cual es la presión parcial del oxigeno?¿ cuantos moles de oxigeno hay en el tubo colector?¿ cual seria el volumen del oxigeno libre de vapor de agua, a PTN ?

LEY DE AMAGAT

El volumen de una mezcla gaseosa es igual a la suma de los volúmenes de cada gas, medidos a la misma presión y temperatura de dicha mezcla.

LEY DE GRAHAM

Las velocidades de difusión ( efusión) de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus respectivas densidades.

v1 (d2)

----- = ---------

v2 (d1)

v1 (m2)

----- = ---------

v2 (m1)

t1 (m2)

----- = ---------

t2 (m1)

 

Ejercicios:

  • cual de los siguientes gases tiene una velocidad de difusión mayor, el metano (CH4) o el hidrógeno ( H2)
  • en un experimento de efusión se necesitan 45 s para que un cierto numero de moles de un gas desconocido pasen a través de un pequeño orificio al vacío. En las mismas condiciones el mismo numero de moles de CO2 tardo 18 s en efundir. Calcule la mas molecular del gas desconocido

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES IDEALES

1 ) Los gases están constituidos por diminutas partículas discretas ( moléculas o átomos ) de igual masa y tamaño para un mismo gas. Para gases diferentes son distintas.

2 ) Las partículas se encuentran en un incesante movimiento caótico, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene.

3 ) Los choques contra las paredes del recipiente originan la presión del gas.

4 ) Los choques son elásticos.

5 ) La temperatura absoluta es proporcional a la energía cinética promedio de las moléculas (o átomos ) del gas.

6 ) Para presiones bajas, el diámetro de las moléculas ( o átomos ) es mucho menor que la distancia promedio entre ellas. Por lo tanto, se consideran despreciables su volumen efectivo y las fuerzas de atracción entre ellas.

ECUACION DE ESTADO DE VAN DER WAALS

Van der Waals estableció esta ecuación para gases reales.

Introdujo ciertas correcciones a la ECUACION DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES :

( P + n2a / V2 ) ( V  nb ) = nRT

a y b son constantes particulares de cada gas, independientes de la presión y temperatura. Por ejemplo para el H2 :

a = 0,244 [ atm2 / mol2 ]; b = 0,0266 [  / mol ]

LÍQUIDOS

LAS DISOLUCIONES

Las disoluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las disoluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química.

El estudio de los diferentes estados de agregación de la materia se suele referir, para simplificar, a una situación de laboratorio, admitiéndose que las sustancias consideradas son puras, es decir, están formadas por un mismo tipo de componentes elementales, ya sean átomos, moléculas, o pares de iones. Los cambios de estado, cuando se producen, sólo afectan a su ordenación o agregación.

Sin embargo, en la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas. El aire de la atmósfera o el agua del mar son ejemplos de disoluciones. El hecho de que la mayor parte de los procesos químicos tengan lugar en disolución hace del estudio de las disoluciones un apartado importante de la química-física.

COMBINACIÓN MEZCLA Y DISOLUCIÓN
Conceptos fundamentales

La separación de un sistema material en los componentes que lo forman puede llevarse a cabo por métodos físicos o por métodos químicos. Los primeros incluyen una serie de operaciones tales como filtración, destilación o centrifugación, en las cuales no se produce ninguna alteración en la naturaleza de las sustancias, de modo que un simple reagrupamiento de los componentes obtenidos tras la separación dará lugar, nuevamente, al sistema primitivo. Los segundos, sin embargo, llevan consigo cambios químicos; la materia base sufre transformaciones que afectan a su naturaleza, por lo que una vez que se establece la separación, la simple reunión de los componentes no reproduce la sustancia original.

Las nociones científicas de combinación, mezcla y disolución tienen en común el hecho de que, en todos los casos, intervienen dos o más componentes, a pesar de lo cual presentan diferencias notables. Una combinación química es una sustancia compuesta formada por dos o más elementos cuyos átomos se unen entre sí mediante fuerzas de enlace. Sus entidades elementales, ya sean moléculas, ya sean pares iónicos, son iguales entre sí, y sólo mediante procedimientos químicos que rompan tales uniones es posible separar los elementos componentes de una combinación.

Las mezclas son sistemas materiales que pueden fraccionarse o separarse en sus distintos componentes por métodos físicos. Cuando los buscadores de oro lavan sobre el cedazo las arenas auríferas, procuran, mediante un procedimiento físico, separar el barro y los granos de arena de las pepitas del precioso metal. En las salinas, por efecto de la intensa evaporación, el agua del mar se separa en dos componentes: agua propiamente dicha, que en forma de vapor se incorpora al aire, y un conjunto de sales minerales que se acumulan en el fondo hasta que se completa la desecación.

En cierto tipo de mezclas la materia se distribuye uniformemente por todo el volumen constituyendo un sistema homogéneo. Cuando una sustancia sólida se mezcla con un líquido de tal forma que no puede distinguirse de él, se dice que la sustancia ha sido disuelta por el líquido. A la mezcla homogénea así formada se la denomina disolución. En este caso la sustancia sólida recibe el nombre de soluto y el líquido se denomina disolvente. La noción de disolución puede generalizarse e incluir la de gases en gases, gases en líquidos, líquidos en líquidos o sólidos en sólidos. En general, el soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción en la disolución y el disolvente la que se encuentra en mayor proporción. Cuando dos sustancias líquidas pueden dar lugar a mezclas homogéneas o disoluciones, se dice que son miscibles.

Una parte homogénea de un sistema se denomina fase. La colonia constituye una disolución en agua y alcohol de ciertas esencias, sin embargo, no es posible determinar dónde está la parte de alcohol, dónde la de agua y dónde la de esencia. Por tal motivo las disoluciones, al igual que las sustancias puras en un estado de agregación determinado, se consideran formadas por una única fase.

En la naturaleza existen sustancias en diferentes estados físicos, que pueden intercambiar de uno al otro al variar la temperatura, dichos fenómenos se conocen como cambios de estado o transformaciones de fase estos son:

Por calentamiento, un sólido pasa al estado liquido, el proceso se llama fusión. Como es endotérmico, a la cantidad de calor requerido para fundir un gramo de sustancia se le llama calor latente de fusión. La temperatura a la cual un sólido funde se conoce como punto de fusión y tiene un valor particular para cada sustancia. El proceso inverso de la fusión se denomina solidificación. El cambio es exotérmico, lo que significa que pierde calor. La temperatura a la cual un liquido se solidifica se le llama punto de solidificación o de congelación, y permanece constante durante el cambio, tiene un valor especifico para cada sustancia.

Cuando se calienta lo suficiente un liquido, este hierve y se convierte en vapor. El proceso se llama evaporación, y la temperatura a la cual hierve, se le llama punto de ebullición, el proceso inverso de la evaporación se llama condensación, lo que significa que por enfriamiento, el vapor se convierte en liquido. La temperatura durante el cambio permanece constante y recibe el nombre de punto de condensación.

La cantidad requerida para que un sólido pase al estado gaseoso es significativamente mayor que la necesaria para vaporizarlo además que se requiere el concurso de otro factor, la presión, que coadyuve a acortar la distancia y reducir la energía cinética de las partículas gaseosas. A este proceso se le llama gasificación. El proceso inverso de la gasificación es la licuefacción. La temperatura a la cual tiene lugar el cambio se llama punto de licuefacción.

Algunos sólidos tienen la propiedad de cambiar de forma directa al estado gaseoso, sin pasar por el estado liquido, el proceso se llama sublimación y es endotérmico. Cabe destacar que este cambio de estado es poco frecuente, y suele ocurrir sin la intervención de gran cantidad de energía. La temperatura de sublimación constituye una constante física de gran valor, el fenómeno inverso de la sublimación es la deposición. El cambio es en extremo muy difícil de lograr y requiere del manejo de técnicas, en las cuales se conjuguen el enfriamiento brusco a presiones elevadas, para conseguir que el gas se convierta en sólido sin pasar por el estado liquido.

Mezclas homogéneas y heterogéneas

En la naturaleza existe gran cantidad de materia en forma de mezclas. Una mezcla es la combinación física o unión aparente de dos o mas sustancias o componentes, que conservan sus propiedades físicas y químicas y cuya proporción no es fija; los componentes de las mezclas no pierden sus propiedades.

Mezcla homogénea: son las que a simple vista tienen un aspecto uniforme en todas sus partes, aunque sus componentes sean sustancias diferentes. Se les llama también disoluciones.

Mezcla heterogénea: son las que tienen un aspecto que no es uniforme y como en todas las mezclas las proporciones de sus componentes son variables, un ejemplo son las aleaciones.

Estado físico de los componentes

Ejemplo de mezcla homogénea

Ejemplo de mezcla heterogénea

Sólido - sólido

Bronce

Tierra

Sólido – liquido

Amalgama dental

Madera

Sólido – gas

Hidrógeno adsorbido en metal

Piedra porosa

Liquido – sólido

Agua de mar

Agua con arena

Liquido – liquido

Vinagre

Aceite y vinagre

Liquido – gas

Agua con aire

Refresco con gas

Gas – sólido

Humo

Aire con tierra

Gas – liquido

Brisa de mar

Nubes

Gas – gas

Aire

No existe

DISOLUCIONES, COLOIDES Y SUSPENSIONES

DISOLUCIONES: Las mezclas también se denominan dispersiones; sus componentes, generalmente son dos, reciben el nombre de fase dispersante y fase dispersa. la fase dispersante se encuentra en mayor cantidad que la dispersa. Todas las disoluciones son mezclas homogéneas.

Las características de las disoluciones son:

  • Las partículas del soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.
  • Presentan una sola fase, es decir son homogéneas
  • Si se dejan en reposo durante algún tiempo, las fases no se separan ni se observa sedimentación; es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.
  • Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de luz
  • Los componentes o fases no se pueden separar por filtración.

TIPOS DE DISOLUCIONES

soluto

disolvente

mezcla

ejemplos

Gas

Gas

Gas

Aire, gas natural

Gas

Liquido

Liquido

Bebidas efervescentes, agua de una pecera

Gas

Sólido

Sólido

Hidrógeno adsorbido en metales

Liquido

Gas

Gaseosa

Brisa de mar

Liquido

Liquido

Liquida

Vinagre, alcohol

Liquido

Sólido

Sólida

Amalgamas dentales, vaselina aromática

Sólido

Gas

Liquida

Agua de mar

Sólido

Liquido

Sólida

Aleaciones ceras y parafinas

Sólido

Sólido

gaseosa

Algunos humos finos

COLOIDES: Cuando las partículas de la fase dispersa de una mezcla miden entre 10 y 10000 veces mas que las partículas de una disolución ( 1nm), se tiene un sistema coloidal o coloide.

Todos los estados físicos de la materia pueden formar mezclas coloidales, con excepción de los gases mezclados con otros gases, los cuales forman disoluciones por que se mezclan perfectamente.

Las características de los coloides son:

  • Las partículas de la fase dispersa son mayores que las de una disolución y menores que las de una suspensión.
  • En muchos sistemas coloidales resulta difícil distinguir a simple vista la fase dispersa del medio o fase dispersora.
  • Las partículas de la fase dispersa no se sedimentan, a un cuando las mezclas se dejen en reposo.
  • Las fases no se pueden separar por filtración y son mezclas translucidas, es decir dejan pasar la luz parcialmente.

COLOIDES

Fase dispersora

Fase dispersa

nombre

ejemplos

Gas

Liquido

Aerosol liquido

Nube, aerosol para el cabello

Gas

Sólido

Aerosol sólido

Humo

Liquido

Gas

Espuma

Merengue, espuma de jabón

Liquido

Liquido

Emulsión

Leche, mayonesa

Liquido

Sólido

Sol liquido

Gelatina, gomita de dulce

Sólido

Gas

Espuma sólida

Malvavisco, piedra pómez

Sólido

Liquido

Emulsión sólida

Quesos y mantequilla

Sólido

Sólido

Sol liquido

Rubíes, perlas

SUSPENSIONES: Las suspensiones son mezclas heterogéneas en las que se aprecia fácilmente la separación de fases. Casi todas las suspensiones están formadas por una fase dispersa sólida, insoluble en la fase dispersora liquida. Sus características son:

  • Las partículas son relativamente grandes y por lo general, visibles
  • Las partículas de la fase dispersa sedimentan cuando la suspensión se deja en reposo, por lo que no están muy unidas al disolvente y la fuerza de gravedad hace que se asienten.
  • Las partículas de una suspensión pueden ser separadas del liquido mediante filtración, lo que no ocurre en una disolución y un coloide.
  • Las mezclas son traslucidas y opacas.

DISOLUCIONES SÓLIDAS

  • Disoluciones sólidas donde el soluto es un sólido
  • Disoluciones sólidas donde el soluto es un liquido
  • Disoluciones sólidas donde el soluto es un gas

DISOLUCIONES LIQUIDAS

  • Disoluciones liquidas donde el soluto es un sólido
  • Disoluciones liquidas donde el soluto es un liquido
  • Disoluciones liquidas donde el soluto es un gas

DISOLUCIONES GASEOSAS

  • Disoluciones gaseosas donde el soluto es un liquido
  • Disoluciones gaseosas donde el soluto es un gas
  • Disoluciones gaseosas donde el soluto es un sólido

DISOLUCIÓN Y SOLUBILIDAD
El fenómeno de la disolución

Cuando un terrón de azúcar se introduce en un vaso lleno de agua, al cabo de un tiempo parece, a primera vista, que se ha desvanecido sin dejar rastro de su presencia en el líquido. Esta aparente desaparición parece indicar que el fenómeno de la disolución se produce a nivel molecular.

La disolución de un sólido supone la ruptura de los enlaces de la red cristalina y la consiguiente disgregación de sus componentes en el seno del líquido. Para que esto sea posible es necesario que se produzca una interacción de las moléculas del disolvente con las del soluto, que recibe el nombre genérico de solvatación. Cuando una sustancia sólida se sumerge en un disolvente apropiado, las moléculas (o iones) situadas en la superficie del sólido son rodeadas por las del disolvente; este proceso lleva consigo la liberación de una cierta cantidad de energía que se cede en parte a la red cristalina y permite a algunas de sus partículas componentes desprenderse de ella e incorporarse a la disolución. La repetición de este proceso produce, al cabo de un cierto tiempo, la disolución completa del sólido. En algunos casos, la energía liberada en el proceso de solvatación no es suficiente como para romper los enlaces en el cristal y, además, intercalar sus moléculas (o iones) entre las del disolvente, en contra de las fuerzas moleculares de éste.

Para que la energía de solvatación tome un valor considerable es necesario que las interacciones entre las moléculas del soluto y entre las del disolvente sean de la misma naturaleza. Sólo así el fenómeno de la solvatación es lo suficientemente importante como para dar lugar por sí solo a la disolución del cristal. Ello explica el viejo aforismo de que «lo semejante disuelve a lo semejante». Los disolventes apolares como el agua son apropiados para solutos polares como los sólidos iónicos o los sólidos formados por moléculas con una cierta polaridad eléctrica. Por su parte, los disolventes apolares, como el benceno (C6H6), disuelven las sustancias apolares como las grasas.

Junto con los factores de tipo energético, como los considerados hasta ahora, que llevan a un sistema sólido/líquido a alcanzar un estado de menor energía potencial, otros factores determinan el que la disolución se produzca o no de forma espontánea. Esta afirmación está respaldada por dos tipos de fenómenos: en primer lugar la existencia de procesos de disolución que implican una absorción moderada de energía del medio, lo cual indica que el sistema evoluciona hacia estados de mayor energía interna; en segundo lugar sustancias apolares como el tetracloruro de carbono (CCl4), aunque poco, se llegan a disolver en disolventes polares como el agua.

Los procesos físico-químicos están influidos, además, por el factor desorden, de modo que tienden a evolucionar en el sentido en el que éste aumenta. La disolución, sea de sólido en líquido, sea de líquido en líquido, aumenta el desorden molecular y por ello está favorecida. Contrariamente, la de gases en líquidos, está dificultada por el aumento del orden que conllevan. Del balance final entre los efectos de ambos factores, el de energía y el de desorden, depende el que la disolución sea o no posible.

La solubilidad : Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20 ºC la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M. Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. Se trata de procesos en los que el sistema absorbe calor para apoyar con una cantidad de energía extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin embargo, la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES

La presencia de moléculas de soluto en el seno de un disolvente altera las propiedades de éste. Así, el punto de fusión y el de ebullición del disolvente cambian; su densidad aumenta, su comportamiento químico se modifica y, en ocasiones, también su color. Algunas de estas propiedades de las disoluciones no dependen de la naturaleza del soluto, sino únicamente de la concentración de la disolución, y reciben el nombre de propiedades coligativas.

Las disoluciones y los cambios de estado

Entre las propiedades coligativas de las disoluciones se encuentra el aumento del punto de ebullición y la disminución del punto de congelación con respecto a los valores propios del disolvente puro. Este aumento del rango de temperaturas correspondiente al estado líquido, fue descrito por el físico-químico francés François Marie Raoult (1830-1901), quien estableció que las variaciones observadas en los puntos de ebullición y de congelación de una disolución eran directamente proporcionales al cociente entre el número de moléculas del soluto y el número de moléculas del disolvente, o lo que es lo mismo, a la concentración molal.

La interpretación de esta ley en términos moleculares es la siguiente: la presencia de moléculas de soluto no volátiles en el seno del disolvente dificulta el desplazamiento de las moléculas de éste en su intento de alcanzar, primero, la superficie libre y, luego, el medio gaseoso, lo que se traduce en un aumento del punto de ebullición. Análogamente, las moléculas de soluto, por su diferente tamaño y naturaleza, constituyen un obstáculo para que las fuerzas intermoleculares, a temperaturas suficientemente bajas, den lugar a la ordenación del conjunto en una red cristalina, lo que lleva consigo una disminución del punto de congelación.

Osmosis y presión osmótica: Cuando dos líquidos miscibles se ponen en contacto, el movimiento asociado a la agitación térmica de sus moléculas termina mezclando ambos y dando lugar a un sistema homogéneo. Este fenómeno físico se conoce con el nombre de difusión.

Las membranas semipermeables se caracterizan porque, debido al tamaño de sus poros, cuando se sitúan como límite de separación entre una disolución y su disolvente correspondiente, permiten el paso de las moléculas de disolvente, pero no las de soluto solvatadas, cuyo tamaño es mayor. Se produce entonces entre ambos sistemas una difusión restringida que se denomina ósmosis.

La ósmosis se caracteriza porque el intercambio de moléculas en uno y otro sentido no se produce a igual velocidad. Ello es debido a que el número de moléculas de disolvente que choca con la membrana por unidad de superficie, es mayor del lado del disolvente puro que del lado de la disolución, en donde la presencia de moléculas de soluto entorpece el proceso.

Hay, por tanto, una presión de fluido que se ejerce del disolvente hacia la disolución y que recibe el nombre de presión osmótica. La presión osmótica, p, de una disolución depende de su concentración y se atiene a una ley semejante a la de los gases perfectos. Dicha ley fue establecida por Van't Hoff en 1897 y se expresa en la forma:

p V = n R T

o lo que es lo mismo:

siendo M la concentración molar, R la constante de los gases y T la temperatura absoluta de la disolución.

A partir de la medida de la presión osmótica se puede determinar la masa molecular del soluto; la ley de Van't Hoff permite calcular el número de moles n, empleando como datos los resultados de las medidas de , de T y del volumen V de la disolución. La masa del soluto se determina inicialmente con la balanza, y un cálculo del tipo:

proporciona una estimación de la masa de las moléculas de soluto.

LA COMPOSICIÓN DE LA DISOLUCIONES
La concentración de una disolución

Las propiedades de una disolución dependen de la naturaleza de sus componentes y también de la proporción en la que éstos participan en la formación de la disolución. La curva de calentamiento de una disolución de sal común en agua, cambiará aunque sólo se modifique en el experimento la cantidad de soluto añadido por litro de disolución. La velocidad de una reacción química que tenga lugar entre sustancias en disolución, depende de las cantidades relativas de sus componentes, es decir, de sus concentraciones. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto disuelta en una cantidad unidad de disolvente o de disolución.

Formas de expresar la concentración: Existen diferentes formas dé expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia suponen el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total de disolución, ya sea en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen las siguientes:

Molaridad. Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la letra M. El cálculo de la molaridad se efectúa determinando primero el número de moles y dividiendo por el volumen total en litros:

  1. Na3PO4

    Ca(OH)*5 H2O

    Cu(NO3)2

    HCO3

    Al2(SO4)3

    K2Cr2O7

    KMnO4

    NH4

    AuCl3

    Cu(NO3)2

    SnF2

    NO2

  2. calcula el numero de moles de 100 grs de los siguientes compuestos
  3. cuantos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 lt de solución 1M de AlCl2 * 6 H2O
  4. Como prepararías una solución 1 molar de H2SO4
  5. si tenemos una solución de CaI2 y sabemos que hay 58.8 grs. Del compuesto por litro, ¿ cual es la molaridad?
  6. cuantos gramos de soluto por litro tiene una solución 2M de NaNO3
  7. Para preparar un litro de disolución de ácido sulfúrico ¿ cuanta agua y cuanto ácido deben combinar?
  8. cuantos gramos AgNO3 , se deberán llevar a un litro de solvente para tener una solución 10 molar
  9. que concentración molar tiene una solución que se preparo disolviendo 200 grs. De K2Cr2O7 y se aforo aun litro.

    0.432 g de NaOH en 0.75 litros de solución

    12 g. De AlCl3 * 6 H2O por litro de disolución

    18 g de AgNO3 por litro de disolución

    432 x 10-3g. De 98 ml de solución

    51482 g. De KCN en 1.875 litros de disolución

     
  10. calcular la molaridad:
  11. ¿ cuantos moles de HCl hay en 1.5 lt de una disolución 2 M ?¿ Cuantos gramos de ácido clorhidrico?
  12. como se prepararian 300 cm3 de una disolución 2.2. M de AlCl3
  13. cuantos gramos de soluto se requieren para preparar 1 litro de solución 1M de Pb(NO3)2
  14. cual es la concentración molar de una solución que contiene 16 g de CH3 OH en 200 ml de solución
  15. cuanto (NH4)2SO4 se necesita para preparar 400 ml de una solución 0.25 M

Normalidad: la normalidad de una solución ( N) es el numero de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. El peso equivalente es la fracción del peso molecular que corresponde a una unidad definida de reacción química, y un equivalente gramo es esa misma fracción de un mol. Los pesos equivalentes se determinan de la siguiente manera:

Para obtener el equivalente químico de un ácido, se divide la masa molecular de ese ácido entre el numero de hidrógenos ionizables que tenga la formula del ácido.

Para obtener el equivalente químico de una base se divide la masa molecular del hidróxido entre el numero de iones oxidrilo que contiene la formula.

Para encontrar el equivalente químico de una sal se divide la masa molecular entre el numero de oxidación que tenga el catión.

Para obtener el equivalente químico de sustancias reductoras, donde se presenta una reacción de oxido – reducción, se divide la masa molecular entre el numero de electrones que se han ganado o perdido en la reacción

N=Eqg/V


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