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Equivalente-gramo

Normalidad

Para ácidos, bases, o sales La normalidad (N) de una solución se define como el número de equivalentes-gramo (eq-g) de soluto o simplemente equivalentes (eq) de soluto en un litro de solución:

Sustancias que participan en reacciones redox. Definición de ácidos y bases según Arrhenius Ácidos: Sustancias producen iones H +:

Por definición, hay 1000 miliequivalentes (meq) en 1 equivalente. Debido a esto la normalidad también se puede calcular como:

que

en

solución

acuosa

HCl, HBr, HNO3, HClO4, H2SO4, H3PO4 Bases: Sustancias que producen iones OH− :

en

solución

acuosa

Hidróxidos de metales de los grupos IA, IIA, IIIA: LiOH Ca(OH)2 Al(OH)3 NaOH Mg(OH)2 KOH Ba(OH)2

Equivalente-gramo de ácidos HCl + 1 mol 36.5 g

H2O

→

H+ + 1 mol 1 eq

Cl −

Peso equivalente-gramo (p eq-g) o peso equivalente (p eq): Es la masa de un equivalente expresada en gramos. Ejemplo: p eq HCl = 36.5 g/eq H2SO4 1 mol 98 g

+

2H+

H2O →

Equivalente-gramo de bases

+

SO4 2 −

2 mol

p eq NaOH = 40 g/eq Ca(OH)2 1 mol 74.0 g

2 eq

+

H2O

Ca 2+

+ 2 OH − 2 mol 2 eq

p eq Ca(OH)2 = 37.0 g/eq

p eq H2SO4 = 49.04 g/eq

Normalidad 1. ¿Cuántos gramos de H3PO4 se requieren para preparar 100 mL de solución 0.120 N? Asuma neutralización completa. 1 mol H3PO4 = 98.00 g. Resp. 0.392 g. 2. ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2 se requieren para preparar 250 mL de solución 0.200 N? 1 mol Ca(OH) = 74.09 g. Resp. 1.85 g. 3. Se disuelven 24.5 gramos de H2SO4 (1 mol = 98.08 g) en suficiente agua hasta completar 500 mL de solución. Calcule la normalidad de la solución resultante. Resp. 1.00 eq/L. 4. Calcule los gramos, las moles y los equivalentes-gramo de soluto en 200 mL de solución acuosa 2.10 m de Ca(OH)2 (1 mol = 74.09 g). Considere que la densidad de la solución de Ca(OH)2 es 1.10 g/mL. Resp. 29.6 g, 0.400 mol, 0.800 eq.

Equivalentes de sales El peso equivalente de una sal se define como la masa en gramos de la sal que produce 1 mol de carga positiva o 1 mol de carga negativa.

Ejercicios: 1. Calcule la N de una solución 0.24 N de CaCl2. 2. Se prepara una solución disolviendo 8.24 gramos de NaHCO3 en suficiente agua para completar 250 mL de solución. Calcule la N de la solución resultante. 3. Calcule los gramos de Na2SO4 que se requieren para preparar 500 mL de solución 0.15 N.

1

Equivalentes de sales Escriba las fórmulas de los compuestos que se forman cuando se combinan los cationes de la primera columna con los aniones de la primera fila de la siguiente tabla. HCO3 − Cr2O7 2 − HPO4 2 − H2PO4

−

C2O4 2 − CO3 2 −

K+

Base de Cálculo

Ca 2 + Co 3 + Zn 2 + Mg 2 + Ba 2 + Al 3 + NH4 +

¿Cuál es la molalidad de una solución de etanol (C2H5OH) con molaridad 5.86 M con una densidad de 0.927 g/mL? moles del soluto moles del soluto m = M = litros de solucción masa del solvente (kg) Asumamos 1 litro de solución: 5.86 moles etanol = 270 g etanol 927 g de solución (1000 mL x 0.927 g/mL)

Base de Cálculo 1. Una solución contiene 410.3 gramos de H2SO4 por litro de solución. Si la densidad de la solución es 1.243 g/mL, ¿cuál es la molalidad de la solución? Resp. 5.03. 2. Calcule los gramos de soluto en 500.0 mL de una solución de densidad 1.110 g/mL y 1.910 m de glucosa. Resp. 142.1 g.

masa del solvente = masa de solución – masa del soluto = 927 g – 270 g = 657 g = 0.657 kg moles del soluto 5.86 moles C2H5OH = = 8.92 m m = masa del solvente (kg) 0.657 kg solvente 12.3

1. ¿Cuántos gramos de Al2(SO4)3 se necesitan para preparar 87.62 gramos de solución 0.0162 m ? Resp. 0.483 g de Al2(SO4)3.

3. La lisozima (1 mol =13900 g) es la proteína que forma la clara del huevo. Calcule los gramos de agua y de lisozima que se requieren para preparar 1500 gramos de solución 0.0200 m de lisozima. Resp. 1173.7 gramos de agua y 326.3 gramos de lisozima.

DILUCIÓN

2. ¿Cuál es la fracción molar de C2H5OH en una solución acuosa que es 3.86 m en C2H5OH y 2.14 m en CH3OH? Resp. 0.0627.

Masa sto en sln concentrada = Masa sto en la sln diluida V1 x C1 = V2 x C2

2

DILUCIÓN 1. Se diluyen 15.0 mL de solución 12.5 M de HCl hasta 1500 mL de solución. Calcule la molaridad de la solución resultante. Resp. 0.125 M. 2. Considerando volúmenes aditivos, calcule el volumen de agua que debe añadirse a 25.2 mL de una solución 0.534 N de NaOH para hacerla 0.267 N. Resp. 25.2 mL.

Mezclas

3. Calcule el volumen de HNO3 al 32.21 % p/p (d = 1.195 g/mL) que debe diluirse con agua para preparar 250 mL de solución 0.242 N? Resp. 9.90 mL. 4. ¿Qué volumen de solución de H2SO4 al 25.21 %p/p y densidad 1.180 g/mL se requiere para preparar 0.254 litros de solución 0.237 N? Resp. 9.92 mL.

Mezclas

Ejercicios: 1. Se mezclan 200 mL de solución 4.0 N de H2SO4 con 400 mL de solución 4.0 M de H2SO4. Calcule la normalidad de la solución resultante. Resp. 6.7 N. 2. Se tienen dos soluciones de Ca(OH)2 de concentración 4.0 N y 4.0 M respectivamente. Calcule el volumen de cada solución que debe tomarse para preparar 600 mL de solución 3.0 M de Ca(OH)2. Resp. 300 ml de solución 4.0 N y 300 mL de solución 4.0 M.

1. V1 + V2 + ...... = Vf 2. masa sto sln 1 + masa sto sln 2 = masa sto sln final 3. masa sln 1 + masa sol 2 +....... , = masa solución final

3. ¿Cuántos mL de solución al 27.8 % p/p de H2SO4 (d = 1.17 g/mL) se deben agregar a 434 mL de solución al 11.8 % p/p de H2SO4 (d =1.07 g mL) para que la solución resultante sea 16.8 % p/p de H2SO4? Resp. 179 mL.

V1 x C1 + V2 x C2 + V3 x C3 + ...... , = Vf x Cf

Formalidad La formalidad, F, de una solución expresa el número de pesos fórmula-gramo (pfg) de soluto por litro de solución:

Ejemplos: 1. Calcule el peso fórmula-gramo (pfg) del nitrato de sodio (NaNO3) y el número de pesos fórmula-gramo (No. pfg) en 21.25 gramos de NaNO3. 2. Calcule la masa de cloruro de calcio, CaCl2, que se requieren para preparar 500.0 mL de solución 0.0100 F. 3. Calcule los gramos de Na2SO4 (1 pfg = 142.04 g) que se requieren para preparar 250 mL de solución 0.100 F.

El pfg de un compuesto corresponde a la masa de su fórmula expresada en gramos y se calcula de manera similar al peso molecular de un compuesto. El número de pesos formula se calcula de manera similar al número de moles.

3

Evaporación

Propiedades coligativas de soluciones no electrolíticas Las propiedades coligativas son propiedades físicas que dependen únicamente del número de partículas del soluto en una solución y no de la naturaleza de las partículas de la solución.

Presión de vapor

12.6

1. Disminución de la presión de vapor

1. Disminución de la presión de vapor Cálculo de la disminución de la presión de vapor Ley de Raoult: “La presión de vapor de un solvente en una solución ideal disminuye al disminuir su fracción molar” P = Xste Po

La presión de vapor disminuye debido a que: 1. El número de moléculas de solvente en la superficie de la solución es menor.

P Xste Po

= presión de vapor del solvente en la solución = fracción molar del solvente en la solución = presión de vapor del solvente puro

∆P = Po – P

2. Las fuerzas de atracción soluto-solvente impiden la evaporación del solvente.

Ejercicios:

∆P = P o−(Xste P o) = (1−Xste)P

o

∆P = Xsto P o

2. Aumento de la temperatura de ebullición ¿Qué es la temperatura de ebullición de un líquido?

1. Una solución contiene 360.0 g de agua y 20.0 g de un soluto no volátil y no electrolito. A 20 °C la presión de vapor de la solución es de 17.25 mm Hg y la presión de vapor del agua pura es de 17.50 mm Hg. Calcule la masa molar del soluto. Resp. 69.0 g/mol. 2. Calcular la presión de vapor de una solución que contiene 30.40 g de alcanfor, C10H16O (1 mol = 152.23 g) y 99.82 g de etanol, C2H5OH (1 mol = 46.07 g). La presión de vapor del etanol a 20 °C es de 43.90 mm Hg. Resp. 40.20 mm Hg.

Es la T la cual su Pvapor se iguala con la presión atmosférica. 1. A la presión de 1 atmósfera, un solvente puro tiene una determinada Teb. Sin embargo, para que una solución de dicho solvente iguale la presión de vapor del solvente puro se requiere una mayor T. 2. La adición de un soluto a un solvente, hace que la temperatura de fusión (Tf) de la solución sea menor que la del solvente puro.

4

Para las soluciones diluidas de solutos no volátiles y no electrolitos, el aumento de la temperatura de ebullición del solvente (∆Teb) es directamente proporcional a la concentración molal (m) del soluto (ley de Raoult):

∆Teb = Keb m ∆Teb= Teb sln−Teb ste puro

Ejercicio: 1. El punto de ebullición normal del CCl4 puro es 76.80 °C y su constante ebulliscópica molal es 5.05 °C/m. Calcular el punto de ebullición de una solución que contiene 1.00 g de I2 y 25.38 g de CCl4. Resp. 77.6 °C. 2. El punto de ebullición de una solución constituida por 5.0 g de un soluto (no volátil y no electrolito) y 100.0 g de benceno es 80.78 °C. El punto de ebullición del benceno es 80.10 ºC. Calcular la masa molar del soluto. Resp. 185.2 g/mol.

3. Disminución del punto de congelación 1. Al disminuir la T de un líquido, sus moléculas tienden a acercarse más entre sí (las F de atracción entre sus moléculas aumentan), por lo cual puede ocasionar el cambio del estado líquido al estado sólido. 2. Las moléculas del solvente en una solución están más separadas entre sí que cuando el solvente es puro, debido a que las moléculas de soluto se interponen entre ellas. Esto hace que las fuerzas de atracción entre ellas disminuyan, por lo cual la T de congelación de la solución es menor que la del solvente puro

¿Cuál es el punto de congelación de una solución que contiene 478 g de etilenglicol (anticongelante) en 3202 g de agua? La masa molar del etilenglicol es 62.01 g.

∆Tf = Kf m

Kf agua = 1.86

moles del soluto = m = masa del solvente (kg)

El descenso del punto de congelación (∆Tf) de una solución de un soluto no volátil y no electrolito es directamente proporcional a la molalidad (m) del soluto de dicha solución: ∆Tf = Kf m ∆Tf = Descenso del punto de congelación de la solución, se expresa en grados Celsius: ∆T f = T f ste puro − T f ste en la solución Kf = Constante molal del descenso del punto de congelación o constante crioscópica, es característica de cada solvente.

m = Molalidad de la solución. Ejercicio: En un litro de solución acuosa hay 4.0 moles de etilenglicol. La densidad de la solución es 1.15 g/mL. Calcule el punto de congelación de la solución y la T de ebullición de la solución. Resp. −8.2 °C y 102.3 °C.

4. Presión osmótica (π π) Ósmosis es el paso selectivo de las moléculas del solvente a través de una membrana porosa de una solución diluida a una con mayor concentración. Una membrana semipermeable permite el paso de las moléculas del solvente, pero se bloquea el paso de las moléculas del soluto.

0C/m

Presión osmótica (π π) es la presión requerida para detener la ósmosis.

478 g x 1 mol 62.01 g = 2.41 m 3.202 kg solvente

∆Tf = Kf m = 1.86 0C/m x 2.41 m = 4.48 0C ∆Tf = T 0f – Tf dilute

Tf = T 0f – ∆Tf = 0.00 0C – 4.48 0C = -4.48 0C 12.6

more concentrated

12.6

5

Propiedades coligativas de soluciones no electrolíticas

Presión osmótica (pi)

Las propiedades coligativas son propiedades que dependen sólo del número de partículas del soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto.

High P

Low P

π = MRT

Disminución de presión de vapor

P1 = X1 P 10

Elevación del punto de ebullición Disminución del punto de congelación

∆Tb = Kb m

Presión osmótica (pi)

M es la molaridad de la solución

∆Tf = Kf m

π = MRT

R es la constante universal de los gases ideales T es la temperatura (en K)

12.6

Propiedades coligativas de soluciones electrolíticas 0.1 m Na+ iones & 0.1 m Cl- iones

0.1 m solución NaCl

Las propiedades coligativas son propiedades que dependen sólo del número de partículas del soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. 0.1 m solución NaCl Factor van’t Hoff (i) =

0.2 m iones en solución

12.6

Propiedades coligativas de soluciones electrolíticas Elevación del punto de ebullición

∆Tb = i Kb m

Disminución del punto de congelación ∆Tf = i Kf m Presión osmótica (π π)

π = iMRT

número real de partículas en solución después de disociación número de unidades de fórmula inicialmente disueltas en solución

i debe ser no electrolitos NaCl CaCl2

1 2 3

12.7

12.7

La Química en acción: Desalinización

6