![EJEMPLO 05: ¿Cuál será la normalidad de una solución de HCl que tiene 0,2
equivalentes de ácido en 2000 mL de solución?
Solución:
Cálculo de la masa molar:
𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 = 1 + 35,5
𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 = 36,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀𝐻 = 1 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝐶𝑙 = 35,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =
2000 𝑚𝐿
1000 𝑚𝐿
Reemplazando en la fórmula:
𝑁 =
0,2 𝐸𝑞−𝑔
2 𝐿
𝑁 = 0,1 𝐸𝑞−𝑔/𝐿
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 2 𝐿
HCl
0,2 Eq-g
2000 ML
𝑁 =
𝐸𝑞−𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
[ ] = N](https://image.slidesharecdn.com/sesion05-soluciones-210313065024/75/Soluciones-64-2048.jpg)
![EJEMPLO 06: Se disuelven 30 gramos de nitrato de potasio (KNO3) en 500 gramos de
agua. ¿Cuál es la concentración molal de esta solución?
Solución:
Cálculo de la masa molar:
𝑀𝑀𝐾𝑁𝑂3
= 39 + 14 + 3(16)
𝑀𝑀𝐾 = 39 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀𝑁 = 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =
500 𝑔
1000 𝑔
Reemplazando en la fórmula:
𝑚 =
0,30 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
0,5 𝐾𝑔
𝑚 = 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/𝐾𝑔
𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 0,5 𝐾𝑔
KNO3
(30 g) Agua
(500 g)
[ ] = m
𝑀𝑀𝑂 = 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀𝐾𝑁𝑂3
= 101 𝑔/𝑚𝑜𝑙
Cálculo del número de moles:
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑛 =
30 𝑔
101 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑛 = 0,30 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3
𝑚 =
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛](https://image.slidesharecdn.com/sesion05-soluciones-210313065024/75/Soluciones-66-2048.jpg)
![EJEMPLO 07: Calcular la fracción molar de cada una de las sustancias de la disolución
de: 10 moles de metanol, 1 mol de etanol y 8 moles de agua.
Solución:
Cálculo de los moles totales de la disolución:
Comprobando que la solución es
correcta:
CH3CH2OH
1 mol
H2O
8 moles
[ ] = X
Cálculo de la fracción molar de cada sustancia:
𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 =
𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻
𝑛𝑇
=
10
19
CH3OH
10 moles
𝑛𝑇 = 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 + 𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 𝑛𝐻2𝑂
𝑛𝑇 = 10 + 1 + 8
𝑛𝑇 = 19
𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 0,53
𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 =
𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻
𝑛𝑇
=
1
19
𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 = 0,05
𝑋𝐻2𝑂 =
𝑛𝐻2𝑂
𝑛𝑇
=
8
19
𝑋𝐻2𝑂 = 0,42
“La suma de las tres fracciones
molares debe ser igual a 1”
𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 + 𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 𝑋𝐻2𝑂 = 1
0,53+0,05 + 0,42 = 1](https://image.slidesharecdn.com/sesion05-soluciones-210313065024/75/Soluciones-68-2048.jpg)
![𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒎𝒊𝒍𝒍ó𝒏 (𝒑𝒑𝒎)
Unidad de medida de concentración, cuando son mezclas sólidas se refiere a los
miligramos (mg) de analito por Kg de soluto (mg/Kg) y para el caso de disoluciones
líquidas se expresa como miligramo (mg) de analito por litro (L) de solución (mg/L).
De manera general, si se tiene un millón de granos de arroz y si uno de los 1000
granos se pinta de rojo, este grano representaría una parte por millón.
Algunos ejemplos serían:
a) Si tengo una concentración de sulfato (𝑆𝑂4
2−
) = 30 ppm, equivalente a
escribir [𝑆𝑂4
2−
] = 30 mg/L, esta concentración indica que hay 30
miligramos de ion sulfato por litro de solución.
b) Si una roca contiene 45 ppm de cobre, esto significa que hay 45 mg de
cobre por cada Kg de roca.
𝑝𝑝𝑚:
𝑚𝑔
𝐿
ó
𝑚𝑔
𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑚:
1
106 = 10−6](https://image.slidesharecdn.com/sesion05-soluciones-210313065024/75/Soluciones-70-2048.jpg)
![𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒃𝒊𝒍𝒍ó𝒏 (𝒑𝒑𝒃)
Unidad de medida para expresar concentraciones del orden de las trazas. Para el caso
de mezclas sólidas se refiere a los microgramos (μg) de analito por Kg de soluto
(μg/Kg) y para el caso de disoluciones líquidas se expresa como microgramo (μg) de
analito por litro (L) de solución (μg/L).
Para el ejemplo anterior sería:
a) Si tengo una concentración de sulfato (𝑆𝑂4
2−
) = 30 ppb, equivalente a
escribir [𝑆𝑂4
2−
] = 30 g/L, esta concentración indica que hay 30
microgramos de ion sulfato por litro de solución.
b) Si una roca contiene 45 ppb de cobre, esto significa que hay 45 g de
cobre por cada Kg de roca.
𝑝𝑝𝑏:
𝜇𝑔
𝐿
ó
𝜇𝑔
𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑏:
1
109 = 10−9](https://image.slidesharecdn.com/sesion05-soluciones-210313065024/75/Soluciones-71-2048.jpg)
![𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒕𝒓𝒊𝒍𝒍ó𝒏 (𝒑𝒑𝒕)
Unidad de medida para expresar concentraciones del orden de las ultra trazas. Para el
caso de mezclas sólidas se refiere a los nanogramo (ng) de analito por Kg de soluto
(ng/Kg) y para el caso de disoluciones líquidas se expresa como nanogramo (ng) de
analito por litro (L) de solución (ng/L).
Para el ejemplo anterior sería:
a) Si tengo una concentración de sulfato (𝑆𝑂4
2−
) = 30 ppt, equivalente a
escribir [𝑆𝑂4
2−
] = 30 ng/L, esta concentración indica que hay 30
nanogramos de ion sulfato por litro de solución.
b) Si una roca contiene 45 ppt de cobre, esto significa que hay 45 ng de
cobre por cada Kg de roca.
𝑝𝑝𝑡:
𝑛𝑔
𝐿
ó
𝑛𝑔
𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑡:
1
1012 = 10−12](https://image.slidesharecdn.com/sesion05-soluciones-210313065024/75/Soluciones-72-2048.jpg)
Uploaded byCristhian Hilasaca Zea
Soluciones
This document discusses solutions and concentration in chemistry. It defines a solution as a homogeneous mixture of substances in different physical states. The concentration of a solution is one of its main characteristics, and many of a solution's properties depend on its concentration. Some examples of solutions mentioned include salt water, the gases in air, and carbon dioxide in sodas. The document goes on to classify solutions based on factors like the state of the solvent, whether the solute is an electrolyte or non-electrolyte, and the concentration level (dilute, saturated, supersaturated). It also discusses key concepts like solvents, solutes, and factors that influence solubility such as nature of substances, temperature, and pressure.
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Soluciones
- 1. SOLUCIONES (Unidades de concentración) CRISTHIANY. HILASACA ZEA
- 2. Las soluciones enquímica, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la concentración. Su estudio resulta de interés tanto para la física como para la química. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas las propiedades: color, sabor, densidad, punto de fusión y ebullición dependen de las cantidades que pongamos de las diferentes sustancias. INTRODUCCIÓN
- 3.
- 4. ¿Qué son lasdisoluciones químicas? Mezcla homogénea, constituida por dos o más componentes Soluciones = disoluciones
- 5. Solución Química Una solución químicaes la mezcla homogénea de una o más sustancias disueltas en otra sustancia en mayor proporción.
- 6.
- 7. MATERIA Sustancias puras Mezclas Elementos Compuestos Homogéneas Heterogéneas Suspensión Coloide Solución Ø> 10-3 mm 10-6 mm < Ø < 10-3 mm Ø < 10-6 mm Recordando conceptos básicos
- 8. Mezclas Una mezclaestá formada por la unión de sustancias en cantidades variables y que no se encuentran químicamente combinadas. Por lo tanto, una mezcla no tiene un conjunto de propiedades únicas, sino que cada una de las sustancias constituyentes aporta al todo con sus propiedades específicas.
- 9. Características de lasMezclas Las mezclas están compuestas por una sustancia, que es el medio, en el que se encuentran una o más sustancias en menor proporción. Se llama fase dispersante al medio y fase dispersa a las sustancias que están en él.
- 10. Clasificación de lasmezclas De acuerdo al tamaño de las partículas de la fase dispersa, las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.
- 11. Mezclas homogéneas Las mezclashomogéneas son aquellas cuyos componentes no son identificables a simple vista, es decir, se aprecia una sola fase física (monofásicas). Ejemplo: aire, agua potable.
- 12. Mezclas heterogéneas Las mezclasheterogéneas son aquellas cuyos componentes se pueden distinguir a simple vista, apreciándose más de una fase física. Ejemplo: Agua con piedra, agua con aceite. Las mezclas heterogéneas se pueden agrupar en: Emulsiones, suspensiones y coloides.
- 13. Mezclas heterogéneas Emulsiones: Conformadapor 2 fases líquidas inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche, mayonesa. Suspensiones: Conformada por una fase sólida insoluble en la fase dispersante líquida, por lo cual tiene un aspecto opaco. Ejemplo: Arcilla, tinta china (negro de humo y agua), pinturas al agua, cemento. Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en donde el sistema disperso puede ser observado a través de un ultramicroscopio.
- 14. DISOLUCIÓN (Concepto) • Esuna mezcla homogénea de dos o mas sustancias químicas tal que el tamaño molecular de la partículas sea inferior a 10--9 m. • Se llama mezcla coloidal cuando el tamaño de partícula va de 10-9 m a 2x10-7 m. • Se llama suspensión cuando el tamaño de las partículas es del orden de 2x10-7 m.
- 15. COMPONENTES DE UNADISOLUCION
- 16. Soluto Es lasustancia que se disuelve, dispersa o solubiliza y siempre se encuentra en menor proporción, ya sea en peso o volumen. En una solución pueden haber varios solutos. A la naturaleza del soluto se deben el color, el olor, el sabor y la conductividad eléctrica de las disoluciones. El soluto da el nombre a la solución.
- 17. Solvente o disolvente Es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y generalmente se encuentra en mayor proporción. Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y amoníaco) y no polares (benceno, éter, tetracloruro de carbono). En las soluciones líquidas se toma como solvente universal al agua debido a su alta polaridad. El solvente da el aspecto físico de la solución.
- 18. Solución Solvente Soluto Refresco(l) H2O Azúcar, CO2 Aire (g) N2 O2, CH4 Soldadura (s) Cr Mn, C , P , Si , S Ejemplos:
- 19. El agua esel disolvente más universal, es decir, el líquido que más sustancias disuelve y ello hace que sea una de las sustancias más importantes en el ámbito de las disoluciones. Soluto polar: Si se disuelve en agua. Soluto no polar: No se disuelve el agua, pero sí en disolventes no polares. EL AGUA COMO DISOLVENTE
- 20. Clasificación de disoluciones Criteriode clasificación Tipo de soluto (A) No electrolíticas Electrolíticas Estado del disolvente (B) Sólido Líquido Gaseoso Relación proporcional entre soluto y disolvente. Insaturada/diluida Saturada/Concentrada Sobresaturada
- 21. Clasificación de disolucionessegún su concentración Diluidas o insaturadas: Son las que tienen una pequeña cantidad de soluto en un determinado volumen de disolución. Concentradas o saturadas: Son aquellas que tienen gran cantidad de soluto en un determinado volumen de disolución y por lo tanto, están próximas a la saturación. Existe un equilibrio dinámico entre soluto y disolvente. Sobresaturadas: Son las que contienen más soluto que el presente en las disoluciones saturadas.
- 22.
- 23. Estos vasos, quecontienen un tinte rojo, demuestran cambios cualitativos en la concentración. Las soluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las soluciones más concentradas de la derecha.
- 24. Clasificación de disolucionessegún su estado: Disoluciones sólidas: Son las aleaciones de los metales Ejemplos: Bronce (Cu-Sn) Acero (Fe-Mn,W,V) Latón (Cu-Zn) Amalgama (Hg – METAL)
- 25. Clasificación de disolucionessegún su estado: Sólido en liquido Liquido en liquido Gas en liquido Azúcar en agua Sal en agua Alcohol en agua CO2 en agua (Bebidas gaseosas) aire smog Disoluciones liquidas Disoluciones gaseosas
- 27. ELECTROLITOS TABLA: Características delas disoluciones electrolíticas y no electrolíticas
- 28.
- 29. Solubilidad Depende de: Lasustancia disuelta (soluto) El disolvente El soluto Cantidad de ambos componentes (soluto + disolvente) Temperatura
- 30. FACTORES QUE ALTERANLA SOLUBILIDAD • NATURALEZA DEL SOLUTO Y SOLVENTE: Los solutos polares son solubles en solventes polares y los apolares en solventes apolares. • LA TEMPERATURA: La mayoría de los sólidos aumentan su solubilidad al aumentar la temperatura para procesos endotérmico, es decir, cuando se absorbe calor del medio. En caso contrario, cuando el proceso es exotérmico un aumento de temperatura disminuye la solubilidad, como sucede con la mayoría de los solutos gaseosos en agua. • LA PRESIÓN: La presión no afecta demasiado la solubilidad de sólidos y líquidos; sin embargo, sí es muy importante en la de los gases. El aumento de la presión produce un aumento de la solubilidad de los gases en los líquidos. • Otros factores son la agitación y el estado de agregación.
- 31. NATURALEZA DEL SOLUTOY SOLVENTE
- 32. Atracción soluto-disolvente Atraccióndisolvente-disolvente y atracción soluto-soluto > Disolución favorable Ej. KNO3 o LiOH enagua Atracción soluto-disolvente < Atracción disolvente-disolvente y atracción soluto-soluto Disolución desfavorable Ej. AgSO4 o MgCO3 en agua Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente), las partículas de soluto se dispersan en el disolvente, ocupando posiciones que estaban ocupadas antes por moléculas de disolvente. La facilidad de este proceso depende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones: Interacción disolvente-disolvente Interacción soluto-soluto Interacción disolvente-soluto
- 33. El solvente solvata alsoluto. Fuerzas intermoleculares del solvente y del soluto deben ser similares. ¿Cómo se disuelve, por ejemplo, sal en agua? Las fuerzas intermoleculares determinan la solubilidad.
- 34. Las fuerzas intermolecularesdeterminan la solubilidad. Solvatación Los iones son separados por “barreras” de solvente. ¿Cómo se orientan los polos del solvente?
- 35. Las fuerzas intermolecularesdeterminan la solubilidad. Algunas aparentes disoluciones son realmente reacciones químicas... Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2(ac) ZnCl2(s)
- 36. Las fuerzas intermolecularesdeterminan la solubilidad. Solución insaturada Solución saturada Solución sobresaturada
- 37. Las fuerzas intermolecularesdeterminan la solubilidad. CH3CH2OH CH3CH2OH CH3CH2OH H2O
- 38. Las fuerzas intermolecularesdeterminan la solubilidad. Molécula apolar Fuerzas de London Puente de Hidrógeno Molécula polar Ciclohexano Glucosa
- 39. Las fuerzas intermolecularesdeterminan la solubilidad. ¿Cuál de estas moléculas será soluble en agua? Vitamina A Vitamina C
- 40. La solubilidad delos compuestos iónicos en agua (varía de unos compuestos a otros) depende de un equilibrio entre dos fuerzas, ambas de naturaleza eléctrica. Fuerzas de atracción entre las moléculas de agua y sus iones, que tienden a disolver el sólido (Ej. NaCl, NaOH) Fuerzas de atracción entre iones con cargas opuestas, que tienden a mantenerlos en estado sólido (Ej. BaSO4, CaCO3) Dos sustancias que tienen el mismo tipo y magnitud de fuerzas intermoleculares serán solubles entre sí. La solubilidad de las sustancias no polares en agua es muy pequeña, y en general los compuestos orgánicos no son solubles en agua, excepto el metanol (CH3OH), el etanol (C2H5OH) y el etilenglicol (OHCH2CH2OH).
- 41. “Lo semejante disuelvelo semejante"
- 42. EFECTO DE LATEMPERATURA En general, la solubilidad de un sólido aumenta con la temperatura y sólo algunas sustancias disminuyen su solubilidad. Analicemos esto a través de algunas curvas de solubilidad, relacionando la disolución de varios solutos en 100 g de agua, en función de la temperatura
- 43. EFECTO DE LATEMPERATURA GRAFICO: Solubilidad CO2 vs Temperatura La solubilidad de un gas en un líquido disminuye con la temperatura, pues al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas de líquido generando espacios por los cuales se escapan las moléculas gaseosas, a su vez con el aumento de temperatura las moléculas gaseosas también se mueven más rápido y comienzan aumentar su velocidad de escape, por esto una bebida gaseosa tibia casi nunca tiene gas.
- 44. Aumento de temperatura La temperaturaesta relacionada con la cantidad de energía cinética molecular. Aumenta solubilidad para sólidos Disminuye solubilidad para gases
- 45. EFECTO DE LAPRESIÓN
- 46. La presión ytemperatura afectan la solubilidad. ¿Cuál es el efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas? s = k.P
- 47. ACTIVIDAD: c e f b d a Relaciona cada unode los términos con la definición correspondiente.
- 48. CONCENTRACIÓN DE UNASOLUCIÓN La relación entre la cantidad de sustancia disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente se conoce como concentración. Esta relación se expresa cuantitativamente en forma de unidades físicas y unidades químicas, debiendo considerarse la densidad y el peso molecular del soluto.
- 49. La concentración delas disoluciones De acuerdo con la cantidad de soluto presente, tendremos soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas. Si bien podemos diferenciar una solución concentrada de una diluida, no podemos determinar exactamente que tan concentrada o diluida está. En el laboratorio con mucha frecuencia, se deben preparar soluciones a partir de los reactivos puros. Para preparar soluciones se necesitan distintos instrumentos de laboratorio: vasos de precipitados, Erlenmeyer, probetas, matraces y tubos de ensayo.
- 50. UNIDADES FÍSICAS PORCENTAJE PESO ENPESO %P/P UNIDADES QUÍMICAS MOLALIDAD (m) FRACCIÓN MOLAR (X) PORCENTAJE PESO EN VOL. %P/V PORCENTAJE VOL. EN VOL. %V/V MOLARIDAD (M) NORMALIDAD (N) UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
- 51. UNIDADES FÍSICAS PORCENTAJE PESOEN PESO %P/P “Masa en gramos de soluto por cada 100 gramos de solución.” % P/P = Masa de soluto (g) 100 g de solución Por ejemplo: NaOH al 10% contendrá 10 gramos del hidróxido por cada 100 gramos de solución. %𝑃/𝑃 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑔) × 100
- 52. EJEMPLO 01: Unasolución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70 g de solvente. Expresar la solución en % P/P. Solución: Reemplazando: Esquematizamos el ejercicio: Azúcar (20 g) Agua (70 g) Solvente Soluto + → Solución Azúcar + Agua 20 g 70 g 90 g Identificando: Soluto Solvente Solución → → → Azúcar Agua Azúcar + agua 20 g 70 g 90 g %𝑃/𝑃 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑔) × 100 %𝑃/𝑃 = 20 𝑔 90 𝑔 × 100 %𝑃/𝑃 = 22,22 % Mediante relaciones: 20 𝑔 𝑎𝑧ú𝑐𝑎𝑟 90 𝑔 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 100 𝑔 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑥 𝑥 = 22,22 %
- 53. UNIDADES FÍSICAS PORCENTAJE PESOEN VOL %P/V “Masa en gramos de soluto por cada 100 mL de solución.” % P/V = Masa de soluto (g) 100 mL de solución Por ejemplo: CaCl2 al 5% P/V contendrá 5 gramos de la sal por cada 100 mL de solución. %P/𝑉 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿) × 100
- 54. EJEMPLO 02: Unasolución salina contiene 30 g de NaCl en 80 mL de solución. Calcular su concentración en % P/V. Solución: Reemplazando: Esquematizamos el ejercicio: NaCl (30 g) Agua (80 mL) Solvente Soluto + → Solución NaCl + Agua) 30 g 80 mL 80 mL Identificando: Soluto Solvente Solución → → → NaCl Agua NaCl + agua 30 g 80 mL 80 mL %𝑃/𝑉 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿) × 100 %𝑃/𝑉 = 30 𝑔 80 𝑚𝐿 × 100 %𝑃/𝑉 = 37,5 % Mediante relaciones: 30 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙 80 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 100 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑥 𝑥 = 37,5 %
- 55. UNIDADES FÍSICAS PORCENTAJE PESOEN VOL %V/V “Volumen de soluto por cada 100 mL de solución.” % V/V = Volumen de soluto (mL) 100 mL de solución Por ejemplo: Etanol al 25% V/V contendrá 25 mL de etanol por cada 100 mL de solución. %𝑉/𝑉 = 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝐿) 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿) × 100
- 56. EJEMPLO 03: Calcularla concentración en volumen cuando se mezclan 15 mL de alcohol con 65 mL de agua. Solución: Reemplazando: Esquematizamos el ejercicio: Alcohol (15 mL) Agua (65 mL) Solvente Soluto + → Solución Alcohol+ Agua 15 mL 65 mL 80 mL Identificando: Soluto Solvente Solución → → → Alcohol Agua Alcohol + agua 15 mL 65 mL 80 mL %𝑉/𝑉 = 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝐿) 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿) × 100 %𝑉/𝑉 = 15 𝑚𝐿 80 𝑚𝐿 × 100 %𝑉/𝑉 = 18,75 % Mediante relaciones: 15 𝑚𝐿 𝐴𝑙𝑐𝑜ℎ𝑜𝑙 80 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 100 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑥 𝑥 = 18,75 %
- 57. UNIDADES QUÍMICAS MOLARIDAD (M) “Númerode moles de soluto por cada litro de solución.” Por ejemplo: NaCl 2M contendrá 2 moles de NaCl por litro de solución. 𝑀 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 M = moles de soluto 1000 mL de solución
- 58. EJEMPLO 04: Unasolución tiene 15 g de NaCl en 200 mL de suero. Hallar la molaridad. Solución: Esquematizamos el ejercicio: NaCl (15 g) Agua (200 mL) NaCl+ Agua Cálculo de la masa molar: 𝑀𝑀𝑁𝑎𝐶𝑙 = 23 + 35,5 𝑀𝑀𝑁𝑎𝐶𝑙 = 58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝑁𝑎 = 23 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝐶𝑙 = 35,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 Cálculo del número de moles: 𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑛 = 15 𝑔 58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 200 𝑚𝐿 1000 𝑚𝐿 𝑛 = 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙 Reemplazando en la fórmula: 𝑀 = 0,25 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 02 𝐿 𝑀 = 1,25 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/𝐿 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 0,2 𝐿
- 59. UNIDADES QUÍMICAS NORMALIDAD (N) “Númerode equivalentes-gramo de soluto por cada litro de solución.” Por ejemplo: HCl 2 N contendrá 2 equivalentes-gramo de HCl por litro de solución. 𝑁 = 𝐸𝑞−𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 M = N°Eq-g de soluto 1000 mL de solución
- 60. Peso equivalente o Equivalentegramo Es aquella fracción de la masa molar que corresponde a una unidad definida de reacción química. Esto significa que un equivalente-gramo de cualquier sustancia química es igual a su peso equivalente expresado en gramos. Un Equivalente Químico (EQ), también llamado Peso Equivalente o Equivalente-gramo es la cantidad de una sustancia que reacciona para producir 1 mol de producto. 𝑃. 𝐸 = 𝑀𝑀 𝜃 𝑀𝑀 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝜃 = 𝑃𝑎𝑟á𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 Donde:
- 61. Peso equivalente o Equivalentegramo Es aquella fracción que contiene o que puede suministrar para la reacción un ion hidrógeno (H+). Un equivalente gramo, es aquel peso que contiene un mol de Ion hidrógeno ( H+), es decir: 𝐸𝑞−á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑁° 𝑑𝑒 𝐻+ En ácidos EJEMPLO: Calcule el peso equivalente del ácido sulfúrico. Masa molar del ácido sulfúrico 𝐻2𝑆𝑂4 𝑀𝑀 = 1 2 + 1 32 + 4(16) 𝑀𝑀 = 98 𝑔 Observamos que el ácido tiene 2 H+ por molécula de ácido 𝐸𝑞−𝑔 = 98 𝑔 2 𝐸𝑞−𝑔 = 49 𝑔/𝑚𝑜𝑙
- 62. Peso equivalente o Equivalentegramo Es aquella fracción que contiene o puede suministrar un ion oxidrilo (OH-) que puede reaccionar como un ion hidrógeno, es decir: 𝐸𝑞−á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑁° 𝑑𝑒 𝑂𝐻− En bases EJEMPLO: Calcule el peso equivalente del hidróxido de calcio. Masa molar del hidróxido de calcio 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 𝑀𝑀 = 40 1 + 16 2 + 1(2) 𝑀𝑀 = 74 𝑔 Observamos que el ácido tiene 2 OH- por molécula de ácido 𝐸𝑞−𝑔 = 74 𝑔 2 𝐸𝑞−𝑔 = 37 𝑔/𝑚𝑜𝑙
- 63. Peso equivalente o Equivalentegramo El equivalente gramo de una sal se determina por el número de gramos de soluto, por la valencia o número de oxidación (valor absoluto) de los iones de compuestos estos es: 𝐸𝑞−𝑠𝑎𝑙 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑁° 𝑑𝑒 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 En sales EJEMPLO: Calcule el peso equivalente del NaNO3 Masa molar del nitrato de sodio 𝑁𝑎𝑁𝑂3 𝑀𝑀 = 23 1 + 14 1 + 16(3) 𝑀𝑀 = 85 𝑔 Observamos que en la sal existe 1 carga por parte del catión y otra por parte del anión. 𝐸𝑞−𝑔 = 74 𝑔 1 𝐸𝑞−𝑔 = 85 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Notemos que, si la sal fue obtenida de una reacción de neutralización, ese número se corresponderá con el número de H+ neutralizados (o de OH- neutralizados), por consiguiente, de moléculas de agua (H2O) producidas. Se disuelve según: 𝑁𝑎𝑁𝑂3 → 𝑁𝑎+ + 𝑁𝑂3 −
- 64. EJEMPLO 05: ¿Cuálserá la normalidad de una solución de HCl que tiene 0,2 equivalentes de ácido en 2000 mL de solución? Solución: Cálculo de la masa molar: 𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 = 1 + 35,5 𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 = 36,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝐻 = 1 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝐶𝑙 = 35,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 2000 𝑚𝐿 1000 𝑚𝐿 Reemplazando en la fórmula: 𝑁 = 0,2 𝐸𝑞−𝑔 2 𝐿 𝑁 = 0,1 𝐸𝑞−𝑔/𝐿 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 2 𝐿 HCl 0,2 Eq-g 2000 ML 𝑁 = 𝐸𝑞−𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 [ ] = N
- 65. UNIDADES QUÍMICAS MOLALIDAD (m) “Númerode moles de soluto por cada kilogramos de solvente.” 𝑚 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 m = moles de soluto 1000 Kg de solución
- 66. EJEMPLO 06: Sedisuelven 30 gramos de nitrato de potasio (KNO3) en 500 gramos de agua. ¿Cuál es la concentración molal de esta solución? Solución: Cálculo de la masa molar: 𝑀𝑀𝐾𝑁𝑂3 = 39 + 14 + 3(16) 𝑀𝑀𝐾 = 39 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝑁 = 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 500 𝑔 1000 𝑔 Reemplazando en la fórmula: 𝑚 = 0,30 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 0,5 𝐾𝑔 𝑚 = 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/𝐾𝑔 𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 0,5 𝐾𝑔 KNO3 (30 g) Agua (500 g) [ ] = m 𝑀𝑀𝑂 = 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝐾𝑁𝑂3 = 101 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Cálculo del número de moles: 𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑛 = 30 𝑔 101 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑛 = 0,30 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3 𝑚 = 𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
- 67. UNIDADES QUÍMICAS FRACCIÓN MOLAR(m) “Número de moles del componente A por la suma del número de moles total de la solución” 𝑋𝑖 = 𝑛𝑖 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎) 𝑛𝑇 m = moles de A moles totales La Fracción Molar es una unidad de concentración adimensional. La suma de todas las fracciones molares de las sustancias presentes en una disolución es igual a 1: 𝑋𝑖 = 𝑋1 + 𝑋2 + … + 𝑋𝑛 = 1
- 68. EJEMPLO 07: Calcularla fracción molar de cada una de las sustancias de la disolución de: 10 moles de metanol, 1 mol de etanol y 8 moles de agua. Solución: Cálculo de los moles totales de la disolución: Comprobando que la solución es correcta: CH3CH2OH 1 mol H2O 8 moles [ ] = X Cálculo de la fracción molar de cada sustancia: 𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 𝑛𝑇 = 10 19 CH3OH 10 moles 𝑛𝑇 = 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 + 𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 𝑛𝐻2𝑂 𝑛𝑇 = 10 + 1 + 8 𝑛𝑇 = 19 𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 0,53 𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 = 𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 𝑛𝑇 = 1 19 𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 = 0,05 𝑋𝐻2𝑂 = 𝑛𝐻2𝑂 𝑛𝑇 = 8 19 𝑋𝐻2𝑂 = 0,42 “La suma de las tres fracciones molares debe ser igual a 1” 𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 + 𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 𝑋𝐻2𝑂 = 1 0,53+0,05 + 0,42 = 1
- 69. OTRAS UNIDADES DECONCENTRACIÓN ppm ; ppb ; ppt Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia muy diluida en otra. 𝑃𝑎𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑚𝑖𝑙𝑙ó𝑛 𝑃𝑎𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑏𝑖𝑙𝑙ó𝑛 𝑃𝑎𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑡𝑟𝑖𝑙𝑙ó𝑛
- 70. 𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒎𝒊𝒍𝒍ó𝒏(𝒑𝒑𝒎) Unidad de medida de concentración, cuando son mezclas sólidas se refiere a los miligramos (mg) de analito por Kg de soluto (mg/Kg) y para el caso de disoluciones líquidas se expresa como miligramo (mg) de analito por litro (L) de solución (mg/L). De manera general, si se tiene un millón de granos de arroz y si uno de los 1000 granos se pinta de rojo, este grano representaría una parte por millón. Algunos ejemplos serían: a) Si tengo una concentración de sulfato (𝑆𝑂4 2− ) = 30 ppm, equivalente a escribir [𝑆𝑂4 2− ] = 30 mg/L, esta concentración indica que hay 30 miligramos de ion sulfato por litro de solución. b) Si una roca contiene 45 ppm de cobre, esto significa que hay 45 mg de cobre por cada Kg de roca. 𝑝𝑝𝑚: 𝑚𝑔 𝐿 ó 𝑚𝑔 𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑚: 1 106 = 10−6
- 71. 𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒃𝒊𝒍𝒍ó𝒏(𝒑𝒑𝒃) Unidad de medida para expresar concentraciones del orden de las trazas. Para el caso de mezclas sólidas se refiere a los microgramos (μg) de analito por Kg de soluto (μg/Kg) y para el caso de disoluciones líquidas se expresa como microgramo (μg) de analito por litro (L) de solución (μg/L). Para el ejemplo anterior sería: a) Si tengo una concentración de sulfato (𝑆𝑂4 2− ) = 30 ppb, equivalente a escribir [𝑆𝑂4 2− ] = 30 g/L, esta concentración indica que hay 30 microgramos de ion sulfato por litro de solución. b) Si una roca contiene 45 ppb de cobre, esto significa que hay 45 g de cobre por cada Kg de roca. 𝑝𝑝𝑏: 𝜇𝑔 𝐿 ó 𝜇𝑔 𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑏: 1 109 = 10−9
- 72. 𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒕𝒓𝒊𝒍𝒍ó𝒏(𝒑𝒑𝒕) Unidad de medida para expresar concentraciones del orden de las ultra trazas. Para el caso de mezclas sólidas se refiere a los nanogramo (ng) de analito por Kg de soluto (ng/Kg) y para el caso de disoluciones líquidas se expresa como nanogramo (ng) de analito por litro (L) de solución (ng/L). Para el ejemplo anterior sería: a) Si tengo una concentración de sulfato (𝑆𝑂4 2− ) = 30 ppt, equivalente a escribir [𝑆𝑂4 2− ] = 30 ng/L, esta concentración indica que hay 30 nanogramos de ion sulfato por litro de solución. b) Si una roca contiene 45 ppt de cobre, esto significa que hay 45 ng de cobre por cada Kg de roca. 𝑝𝑝𝑡: 𝑛𝑔 𝐿 ó 𝑛𝑔 𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑡: 1 1012 = 10−12
- 73. 𝑹𝒆𝒍𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝒎𝒂𝒕𝒆𝒎á𝒕𝒊𝒄𝒂𝒔) Partes pormillón (ppm) Partes por billón (ppb) Partes por trillón (ppt) Ecuación general 𝑝𝑝𝑚 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 × 106 𝑝𝑝𝑏 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 × 109 𝑝𝑝𝑡 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 × 1012 Unidades 𝑚𝑔 𝐿 𝑜 𝑚𝑔 𝐾𝑔 𝜇𝑔 𝐿 𝑜 𝜇𝑔 𝐾𝑔 𝑛𝑔 𝐿 𝑜 𝑛𝑔 𝐾𝑔 1 𝑝𝑝𝑚 = 1000 𝑝𝑝𝑏 1 𝑝𝑝𝑏 = 1000 𝑝𝑝𝑡 1 𝑝𝑝𝑚 = 1000 𝑝𝑝𝑏 = 1000000 𝑝𝑝𝑡 %𝑃/𝑉 %𝑃/𝑃 %𝑉/𝑉 𝑚𝑔/𝐿 𝜇𝑔/𝑚𝐿 𝑚𝑔/𝐾𝑔 𝜇𝑔/𝑔 𝜇𝐿/𝐿 n𝐿/𝑚𝐿 %𝑃/𝑉 %𝑃/𝑃 %𝑉/𝑉 𝜇𝑔/𝐿 𝑛𝑔/𝑚𝐿 𝜇𝑔/𝐾𝑔 𝑛𝑔/𝑔 𝑛𝐿/𝐿 𝑝𝐿/𝑚𝐿 𝑝𝑝𝑚 𝑝𝑝𝑚
- 74. EJEMPLO 08: Expresar35,6 ppm en ppb y en ppt. Solución: Cálculo de los ppb: 1 𝑝𝑝𝑚 1000 𝑝𝑝𝑏 𝑥 35,6 𝑝𝑝𝑚 𝑥 = 35 600 𝑝𝑝𝑏 Cálculo de los ppt: 1 𝑝𝑝𝑚 1000 000 𝑝𝑝𝑡 𝑥 35,6 𝑝𝑝𝑚 𝑥 = 35 600 000 𝑝𝑝𝑏
- 75. DILUCIÓN Es el procedimientoque se sigue para preparar una disolución menos concentrada a partir de una más concentrada. 𝐶1. 𝑉1 = 𝑛 𝐶1: 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 (𝑀) 𝐶2: 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 (𝑀) Para una disolución de concentración y volumen conocido Al efectuar un proceso de dilución, agregando más disolvente a una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles de soluto. 𝐶1. 𝑉1 = 𝐶2. 𝑉2 𝑉1: 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 (𝑚𝐿 ó 𝐿) 𝑉2: 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 (𝑚𝐿 ó 𝐿) = Donde: 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 después 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
- 76. EJEMPLO 09: Sedesea preparar 1L de una disolución de permanganato de potasio 0,40 M a partir de una disolución de la misma sal de 1,00 M. Solución: Tenemos los siguientes datos: Reemplazando valores: 𝐶1: 1 𝑀 𝐶2: 0,4 𝑀 𝑉1: ¿ ? 𝑉2: 1 𝐿 1 𝑀 . 𝑉1 = (0,40 𝑀)(1 𝐿) 𝑉1 = 0,4 𝐿 = 400 𝑚𝐿 𝐶1. 𝑉1 = 𝐶2. 𝑉2
- 77.
- 78. EJERCICIO 01: Hallarla molaridad de una solución obtenida disolviendo en agua 100 g de sulfato de cobre (II) y añadiendo después más agua hasta completar un volumen de un litro. EJERCICIO 02: Se disponen de 40 g de hidróxido mercúrico, los cuales se disuelven en 400 mL de agua. Calcular su concentración molar. EJERCICIO 03: ¿Cuantos gramos de dicromato de potasio se requieren para preparar 250 mL de una disolución cuya concentración sea de 2.16 M? EJERCICIO 04: ¿Cuál de las siguientes disoluciones contiene más cloruro de sodio? 500 ml de disolución de cloruro de sodio 2M 200 ml de disolución de cloruro de sodio 5M EJERCICIO 05: ¿Cual es la molalidad de una solución que se prepara disolviendo 2.70 g de CH3OH con 25 g de H2O? EJERCICIO 06: Calcular el peso equivalente químico del sulfato de cromo (III). EJERCICIO 07: ¿Cuántos gramos de tricloruro de aluminio se necesitaran disolver en 850 mL, para obtener una disolución de concentración 2M EJERCICIO 08: ¿Qué volumen se de tomar para preparar 2 L de una disolución de concentración 0.7 M a partir de una solución concentrada de 4 M de ácido perclórico