Química inorgánica Bachillerato Principios 4° año.

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1 Química inorgánica Bachillerato Principios 4° año

2 Las moléculas de un soluto se comportan como las de un gas, cuando una sustancia se disuelve se difunden libremente por toda la disolución.

3 La difusión es la responsable de que los solutos se distribuyan uniformemente en una disolución. Las moléculas de un soluto se comportan como las de un gas, se difunden libremente por toda la disolución.

4 MATERIA Puede presentarse como SISTEMAS DISPERSOS Tales como DISOLUCIONES Expresadas sus concentraciones En……….. % M ppm LIQUIDOSOLIDOGASEOSO Entre sus mezclas HOMOGENEAS Soluto/Solvente/Solución Su comportamiento se describe CUANTITATIVO CUALITATIVO Se basa en la cantidad de sustancia MOL Que relaciona los reactivos y productos de las reacciones Químicas en la ESTEQUIOMETRIA

5 Las soluciones se pueden clasificar, atendiendo a 5 aspectos importantes: Según el número de componentesbinariasternariascuaternariasbinarias Según la naturaleza del disolventeacuosas orgánicas Según la naturaleza del solutoácidasbásicasneutras De acuerdo a la cantidad de sus componentesdiluidasconcentradassaturadas Según los estados de agregación de la materiaSolida, liquida o gaseosa diluidas ácidasbásicasneutras Solida, liquida o gaseosa La cantidad de una sustancia que se disuelve en una cantidad dada de disolvente (por ejemplo agua) a una temperatura dada para dar una solución saturada.. es Solubilidad En nuestro curso, salvo que se diga lo contrario, estudiaremos las indicadas

6 Disolución: C 1.V 1 = C 2.V 2 Neutralización: Eq A = Eq B N A.V A = N B.V B FACTORES DE PRESION, POLARIDAD Y TEMPERATURA AFECTAN LA… SOLUBILIDAD (g STO /100g AGUA ) a T X DISOLUCIÓN (MEZCLA HOMOGENEA) En una Que se describe por su CONCENTRACIÓN Se expresan en Porcentajes Unidades Físicas Unidades Químicas %  =  x 100 m masa sto m masa scn m masa sto v volumen scn v volumen sto v volumen scn %  =  x 100 Molaridad M =  n V scn (L) Normalidad molalidad W : nº H + ácidos nº OH - bases nº aniones * valencia Para las sales Fracción molar n i =nº moles i n T =nº moles totales n T =  n i y  X i =1

7 ¿Cuáles son los problemas que se nos pueden presentar? Podemos necesitar saber como preparar una solución con una concentración específica Como preparar una solución a partir de otra mas concentrada Como calcular el numero de moles de un reactivo que reacciona en solución para cálculos estequiométricos Podemos necesitar saber el volumen de gas desprendido en una reacción mediante cálculos estequiométricos Veamos ejemplos significativos……. mol Un ejemplo hipotético moles de soluto Soluto Masa molecular (Ar) = 5 g Masa del soluto = Tres moles de soluto xAr g mol 5Masa del soluto =x3mol= X X 15g Solvente Volumen de solvente = 500ml Densidad de solvente = 1,09g/ml Masa de solvente = Densidad de solvente x Volumen de solvente Masa ste = 1,09g/ml x 500ml XX 545 g de solvente = MASA de solución = MASA de soluto + MASA del solvente DENSIDAD de solución = MASA de solución/VOLUMEN de solución 15g545 g=+560 g de solución / Experimentalmente se tiene una DENSIDAD de solución = 1,115g/ml 1,115g/ml=VOLUMEN de solución 1,115g/ml VOLUMEN de solución = 502,2ml

8 Se tiene unos 20 gramos de soluto De una sustancia que posee una masa molecular (Ar) = 23+16+1= 40g/mol 1.- Se disuelven 20 g de NaOH en 560 g de agua. Calcula a) la concentración de la disolución en % en masa y b) su molalidad. Ar(Na) 23. Ar(O)=16. Ar(H)=1. Y se tienen 560g de agua a) Conociendo que la expresión analítica para %m/m es %m/m= Masa soluto M(sto) Masa solucion M(scn) x100 Sustituimos M(sto) = 20g Sustituimos M(scn) = M(ste) + M(sto) 560g + 20g(sto) = 580g scn %m/m= 20g 580g scn x100 b) Observamos que m = %m/m=3,45% Moles de sto = 20g/40g/mol = 0,5 mol Y la masa del solvente en Kg = 0,560 Kg n M(ste)Kg 0,5 mol 0,560 Kg =0,89 m Un ejemplo práctico %m/m=3,45%

9 Ejemplo de Molaridad Se define como la cantidad de soluto (A) en moles, disuelta en 1 litro de disolución (AB) y se expresa como: Donde: M = Molaridad expresada en mol/L. n A = Cantidad de soluto expresada en moles (mol). V AB = Volumen de la disolución expresada en litros (L). M = n A V AB ¿Cuál es la molaridad de una disolución de 2 L que contiene 348 g de cloruro de sodio (NaCl) como soluto? Paso 1. Los datos son: V AB = Volumen de la disolución expresada en litros (L) = 2L n A = Cantidad de soluto expresada en moles Se tienen 348g de soluto que es NaCl, Un mol de NaCl, tiene una masa = 58,5 g/mol Cálculo de la masa molar del cloruro de sodio ( NaCl ) : 1 átomo de sodio ( Na ) → 1. 23 g/mol 1 átomo de cloro ( Cl ) → 1. 35,5 g/mol A M NaCl =23 g/mol + 35,5 g/mol = 58,5 g/mol Para calcular la cantidad de una sustancia en moles, se utiliza la siguiente fórmula: n A = masa / A M n A = 348 g 58,5g/mol = 5,95mol aprox = 6 mol Paso 2. Seleccionar la fórmula que relaciona los datos conocidos con la incógnita. Paso 3. Remplazar los datos en la fórmula escogida y resolver. n A = 6 mol M = = = 3M n A V AB 6 mol 2L

10 Se define como la cantidad de sustancia (expresada en moles) de un componente en relación con el total de moles que componen la disolución (AB). Se expresa: Ejemplo de Fracción molar (X) Fracción molar del soluto: X A =  n A n A + n B Donde: X A = Es la fracción molar del soluto sin unidades (adimensional). n A = Cantidad de sustancia del soluto expresada en mol. n A + n B = Cantidad de sustancia total de la disolución expresada en mol. Un estudiante prepara una disolución acuosa de nitrato de potasio (KNO 3 ) mezclando 30 g de la sal con 100 g de agua. ¿Cuál es la fracción molar del soluto y la del disolvente? Paso 1. Datos: Soluto = 30 g de KNO 3 Disolvente = 100 g de H 2 O Paso 2. Seleccionar las fórmulas, remplazar y resolver. Es necesario conocer la masa molar de cada compuesto (A r ) A H 2 O = 18g/molA KNO 3 = 101g/mol se calcula la cantidad de sustancia de cada componente expresada en mol n H 2 O = 5,56 mol n KNO 3 = 0,30 mol n totales = 5,56 mol + 0,30 mol = 5,86 mol Paso 3. Se sustituye para Cada componente X A =  =  = 0,95 n A n A + n B 0,30 5,86 X B =  =  = 0,05 n B n A + n B 5,56 5,86 0,95 + 0,05 = 1

11 Ejemplo de Normalidad “N” Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. Eq-g soluto V N =  Equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que reaccionaría con 1,008 gramos de hidrógeno, es decir, con un átomo-gramo de este elemento. REGLAS PARA DETERMINAR LA MASA EQUIVALENTE (Meq) Para un elemento químicoPara determinar la masa equivalente de un elemento se debe conocer la masa atómica (A a ) y su respectiva capacidad de combinación, es decir, su valencia (Val). Masa atómica (A a ) valencia Meq =  Para un compuesto químicoPara determinar la masa equivalente de un compuesto se debe conocer la masa molecular (A M ) y un parámetro  numérico que depende de cada especie química que participa en una reacción especifica. Masa molecular (A M ) Parámetro  Meq =  Para los ÁCIDOS  = N° de H ionizables Para los HIDRÓXIDOS O BASES  = N° de OH ionizables Para los ÓXIDOS  = /carga total del oxígeno Para las SALES  = /carga total del catión o anión

12 Una solución contiene 0,74 g de Ca(OH) 2 por cada 500 ml. Calcula su normalidad. Datos m=0,74 g PE Ca(OH) 2 = 37 g/equiv N= ? Fórmulas Cálculos Respuesta ∴ la N es de 0.04 Normal EQUIVALENTE GRAMO o EQUIVALENTE (Eq-g) Se refiere al peso (gramos) de una sustancia que es numéricamente igual al peso equivalente de dicha sustancia. Eq-g(sustancia) = Meq (sust) g (masa equivalente) LEY DE LOS EQUIVALENTES QUÍMICOS En una reacción química se cumple que las sustancias puras reaccionan y se forman con igual número de equivalentes gramos Sea la reacción: aA + bB  cC + dD Se cumple:# Eq-g(A) = # Eq-g(B) = # Eq-g(C) = # Eq-g(D) donde: Eq-g(sust) =  = nº Eq W(sust) Meq(sust) Eq-g soluto V N =  Eq-g(soluto) =  = nº Eq W(sust) Meq(sust) y W(sust)= masa de la sustancia Eq-g(soluto) =  = nº Eq = 0,02 Eq-g 0,74 g 37 g/eq 0,02 Eq-g 0,5L N =  = 0,04 N

13 Algunas estrategias: La molaridad y la normalidad se calculan partiendo de la densidad y del porcentaje de composición de una solución. En soluciones diluidas la densidad de la solución es muy semejante a la densidad del disolvente puro. Para calcular la molalidad y fracción molar solo es necesario conocer el porcentaje de composición de la solución. DILUCIÓN En la práctica con frecuencia se usan soluciones concentradas de concentración conocida para preparar a partir de ellas soluciones diluidas. Cuando se diluye una solución, la cantidad total de soluto permanece constante. Por esta razón, dos soluciones de concentraciones diferentes pero que contengan las mismas cantidades de soluto, están relacionadas por la siguiente expresión: Volumen1 x Concentración1 = Volumen2 x Concentración2 V1 * C1 = V2 * C2 0,25 L de una solución contiene 75 g de NaCl por litro. a)¿A qué volumen se debe diluir para obtener una solución de concentración 15 g de NaCl por litro?, b)b) ¿qué cantidad de agua se necesita para este propósito? Ejemplo V1 * C1 = V2 * C2 a) Datos: V1 = 0,25 L C1 = 75g/L V2 = ? C2 = 15g/L Formula: V2 =  V1 * C1 C2 Cálculos: V2 =  = 1,25 L 0,25 L * 75g/L 15g/L V2 = 1,25 L b) Datos: V1 = 0,25 L V2 = 1,25 L Formula: Volumen inicial + volumen añadido = volumen final V1 + Va = V2  Va = V2 – V1 Cálculos:Va = 1,25 L – 0,25 L = 1 L PROPIEDADES COLIGATIVAS Son aquellas que dependen del número de partículas moléculas, átomos o iones disueltas en una cantidad fija de solvente. PROPIEDADES CONSTITUTIVAS: Son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc. PROPIEDADES CONSTITUTIVAS: Son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc. ELECTROLITOS: son aquellos en el que el soluto se disocia en mayor o menor proporción en iones, incrementando así el numero de partículas en solución. NO ELECTROLITOS: son aquellos donde el soluto disuelto permanece en forma molecular sin carga y no presenta tendencia a la disociación.

14 Propiedades coligativas Presión de vapordisolvente purodisolución La presión de vapor de una solución es proporcional a la fracción molar del solvente Gráfica del calentamiento del agua y el agua salada. Curvas de ascenso del punto de ebullición de una disolución con respecto a la temperatura y al punto de ebullición del solvente puro. El comportamiento de una solución compuesta de un disolvente volátil y de uno o más solutos no volátiles observamos que la presión de vapor P° del liquido puro disminuye por la presencia de soluto no volátil, a una presión de vapor P A medida que se añade mas material disminuye la presión en la fase de vapor. Por ello se dice proporcional a la fracción molar del solvente que va disminuyendo a medida que se le añade mas soluto, …………………………………………………………………………………….recuerde: Xsto + Xste = 1 Si se añade mas soluto > concentración FUENTE: http://www.ehu.es/biomoleculas/agua/coligativas.htm El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Ya que la presión de vapor disminuye.. Se debe calentar mas para que se igualen las presiones y la solución comience a hervir. El incremento en el punto de ebullición, ∆Te ( en relación al punto de ebullición del disolvente puro), es directamente proporcional al número de partículas de soluto por mol de disolvente. (proporcional a la molalidad) ∆Te = Ke. m

15 Santiago Vergara P=XPºA partir de la LEY DE RAOULT Y sabemos que X + Xsto = 1, de donde X = 1 - Xsto Sustituimos el valor de X P = (1 – Xsto).Pº Resolviendo paréntesis: P = Pº – Xsto.Pº Multiplicando ambos lados de la ecuación por -1 y pasando P º al primer miembro Pº – P = Xsto.Pº como Pº – P es ∆P Podemos igualar ambas ecuaciones y al final…. ∆P = Xsto.Pº Para la variación de la presión de vapor y la presión de vapor de la disolución Tenemos por lo tanto: ∆P = Xsto.Pº y P = X.Pº Y como la variación de la temperatura de ebullición de la disolución esta dada por: ∆Te = Ke. m Donde Ke es la constante ebulloscopia para una solucion 1 molal, propia para cada solvente Para el agua pura es: 0,52ºC/ m Así que para disoluciones acuosas tenemos: Tenemos por lo tanto: ∆P = Xsto.Pº y P = X.Pº ∆Te = Ke. m Situación similar se presenta respecto al punto de congelación. En este caso, la solución presenta un punto de congelación más bajo que el solvente puro ∆Tc = Ke. m Kc para el agua pura = 1,86°C/ m Donde Kc = constante crioscópica Para el agua pura Ke = 0,52ºC/ m Si tenéis presente que m =  Número de moles sto Masa de disolvente en Kg Podéis relacionar estas propiedades con masas molares Recordad ejercicios de determinación para formulas moleculares

16 Determinaciones experimentales y deducciones teóricas han llevado a la conclusión de que el soluto de una solución ideal se comporta como un gas encerrado en un recipiente, ejerciendo una presión sobre las paredes denominada presión osmótica, y representada con la letra  Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, fenómeno conocido como ósmosis La Presión osmótica ,es la presión necesaria para detener la osmosis Se sabe que la relación entre la presión osmótica y la concentración está dada simplemente por:  =  n. R. T V Observad que  nVnV Es lo mismo que molaridad si V se expresa en litros  = M.R.T R =  0,082 L.atm Mol.K

17 ∆P = Xsto.Pº y P = X.Pº ∆Te = Ke. m ∆Tc = Ke. m  = M.R.T Se convierten, mas generalmente en…. ∆P = Xsto.Pº.i y P = X.Pº.i ∆Te = Ke. m.i ∆Tc = Ke. m.i  = M.R.T.i Donde i es el factor de corrección de Van`t Hoff Explicación del factor i Hay sustancias que al disolverse permanecen intactas sin disociarse como el azúcar En cambio otras, pueden disociarse en sus iones, ya sea total o parcialmente Ellas son ELECTROLITOS El NaCl se disocia TOTALMENTE en Cl - y Na + (Electrolito fuerte) El AgCl es insoluble y muy poca cantidad se disocia en solución (Electrolito débil) Llamamos n i al numero de iones que produce una sustancia al disociarse Llamamos  al grado de disociación de una sustancia (de 0 a 1) NaCl  Na + + Cl - 1-    +  AgCl  Ag + + Cl - 1-    +   = 1 n i = 2 i = 1-  + 2  n i = 2  « 1 En general: i = 1-  + n i  Ejemplos C 12 H 22 O 11  C 12 H 22 O 11 No se disocia,  = 0, n i = 1, entonces i = 1-0+1.0 = 1 NaCl  Na + + Cl - Se disocia completamente,  = 1, n i = 2, entonces i = 1-1+2.1 = 2 CaCl 2  Ca 2+ + 2Cl - Se disocia completamente,  = 1, n i = 3, entonces i = 1-1+3.1 = 3 CH 2 O 2  H + + HCO 2 - Se disocia parcialmente,  = 1, n i = 2, entonces i = 1-  +2.1 = Ejemplos Santiago Vergara