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Este documento ofrece ejemplos y resoluciones para calcular la masa molar, molaridad, molalidad y normalidad de diversas soluciones acuosas. Además, se explica la relación entre estas concentraciones y el pH de la solución.
Tipo: Apuntes
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Universidad Nacional del Litoral Secretaría Académica Dirección de Articulación, Ingreso y Permanencia Año 201 8
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Introducción En los capítulos anteriores se analizaron las sustancias químicas, partiendo del átomo, conformado por partículas subatómicas, y las uniones que ellos realizan para llegar a formar los compuestos inorgánicos. Este tipo de análisis se denomina cualitativo , puesto que se realiza un estudio para conocer la composición de un sistema material. En este capítulo se realizará un análisis cuantitativo de los compuestos ya estu- diados. Es decir, se estudiará que cantidad de cada sustancia química se encuentra presente en un sistema material.
5.1. Agua Los enfrentamientos entre poblaciones por la posesión de fuentes de agua son tan antiguos como la preocupación humana por asegurarse un suministro adecuado. Es que el agua es indispensable para la supervivencia. No sólo es el componente más abundante de las células, sino que participa en una serie de procesos esenciales para la vida, desde la fotosíntesis vegetal hasta la digestión de los alimentos. El agua natural nunca es pura. Contiene pequeñas cantidades de sustancias disueltas y materiales en suspensión que no siempre son inocuos. Un ejemplo es el arsénico y sus compuestos, que contaminan el suelo de las provincias del Noroeste argentino. El consumo reiterado de esta clase de agua almacena arsénico en el orga- nismo y puede provocar hidroarsenicismo, una enfermedad que predispone a quien la padece a desarrollar tumores malignos de piel. También es insalubre el consumo de agua con demasiados nitratos. El agua subte- rránea de muchas localidades contiene nitratos en exceso. En el tubo digestivo los nitratos se convierten en nitritos, que transforman la hemoglobina normal de la sangre en
El sabio nunca dice todo lo que piensa, pero siempre piensa todo lo que dice. Aristóteles
Viviana Cova
5.1.2. Propiedades químicas del agua El agua es el compuesto químico más familiar para nosotros, el más abundante y el de mayor significación para nuestra vida. Su excepcional importancia, desde el punto de vista químico, reside en que casi la totalidad de los procesos químicos que ocurren en la naturaleza. Normalmente se dice que el agua es el disolvente universal, puesto que todas las sustancias son de alguna manera solubles en ella. No posee propiedades ácidas ni básicas. Como se describió en el capítulo anterior se combina con ciertos hidruros para formar hidratos, reacciona con los óxidos básicos para formar hidróxidos y con óxidos ácidos para formar oxoácidos. También es importante señalar lo visto en el tema enlaces químico, que el agua está formada por uniones intramoleculares covalente polar entre el elemento el oxígeno y hidrógenos. A su vez, las moléculas de agua están unidas por enlaces intermoleculares: puente hidrógeno formando una red y dejando espacios vacíos hexagonales. Debido a estas uniones puente hidrógeno, el agua es un gran solvente. Para explicar esta propiedad se tomará el siguiente ejemplo: Azúcar disuelto en agua. Entre las moléculas de azúcar existen fuerzas de atracción. Si agregamos agua, las fuerzas de atracción entre las moléculas de azúcar y las de agua son mayores que las que existen entre las moléculas de azúcar. Por lo tanto, se debilitan las fuerzas inter- moleculares del azúcar y la misma se dispersa en el agua disolviéndose.
5.1.3. Solventes Un solvente o disolvente es una sustancia que permite la dispersión de otra sustancia en esta a nivel molecular o iónico. Es el medio dispersante de la solución. Es el componente de una solución establece el estado físico de la misma. Por ejemplo, cuando se mezcla cloruro de sodio (sólido) con agua para obtener la solu- ción fisiológica, la misma es líquida. Por lo tanto el agua es el solvente y el cloruro de sodio es el soluto. Si los componentes de una solución son líquidos, el que está en mayor proporción es el solvente y el de menor proporción es el soluto. Los solventes forman parte de múltiples aplicaciones: productos farmacéuticos, adhesivos, componentes en las pinturas, etc. Las moléculas de disolvente ejercen su acción al interaccionar con las de soluto y rodearlas. Se conoce como solvatación.
Clasificación de solventes Solutos polares serán disueltos por solventes polares y los solutos apolares se disuelven en solventes apolares.
5.2. Solutos El soluto es el componente de una solución que se encuentra en menor cantidad. También conocida como la sustancia que se disuelve. Por lo que se puede encon- trar en un estado de agregación diferente al comienzo del proceso de disolución y experimentar una transición de fase. Por ejemplo: los solutos sólidos (como azúcar) disueltos en un solvente líquido (agua), lo que origina una solución líquida (solución azucarada para hipoglucemias).
Clasificación de soluto Existen con dos tipos de solutos: no electrolitos y electrolitos.
Masa: gramos, moles, equivalentes y osmoles La cantidad de soluto se puede expresar en diferentes unidades, el gramo, el mol (o molécula gramo), el equivalente (o equivalente gramo) y osmoles. La unidad básica para la masa, según el Sistema Internacional de Unidades, es el kilogramo (kg). Se recuerda que:
_- 1 kg equivale a 1000 g = 1x103g
Ejemplo: Si se estudia un paciente que registra una glucemia de 90mg/dL, se inter- preta que tiene 0,09 g de glucosa (soluto sólido) en 1 dL de sangre (solución líquida). El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay exactamente en 12 gramos (o 0,012 kg) del isótopo de carbono 12. Para contar átomos, moléculas e iones se eligió un número extremadamente grande
Por ejemplo: 1 mol de NaCl tiene 2 osmol. Las moléculas de cloruro de sodio se disocian totalmente en el agua liberando dos iones separados y cargados eléctri- camente: Na +^ y Cl -^. De esta forma, cada mol de NaCl corresponde a dos osmoles en disolución. De forma similar, una disolución que contiene 1 mol de CaCl 2 (se encuentra en los medicamentos que suministran suplementos de calcio) tiene 3 osmol ( 1 Ca 2+^ y 2 Cl- ).
5.3. Soluciones Solución o disolución: Es un sistema homogéneo, fraccionable, formado por dos o más sustancias puras miscibles. Es homogénea porque no es posible distinguir el soluto una vez disuelto en el solvente. Por ejemplo al colocar sal en agua, para formar el suero fisiológico, no es posible distinguir la sal disuelta. Se forman así iones hidratados que se mueven libre- mente en el seno del agua. A este tipo de soluciones se las denomina iónicas , y se caracterizan por conducir la corriente eléctrica. Distinto es el caso de las soluciones llamadas moleculares , en donde las molé- culas de soluto no se hidratan y conservan su individualidad. No conducen la corriente eléctrica, ya que el soluto no se ioniza. Ejemplos: la solución de cloruro de sodio en agua es iónica, mientras que si se disuelve azúcar en agua se obtiene una solución molecular Como se estudió anteriormente en toda solución el componente que se encuentra en mayor cantidad se denomina solvente o disolvente, y los que se encuentran en menor cantidad constituyen los solutos. Ejemplo: Si se mezclan 10 gramos de alcohol con 90 gramos de agua, el alcohol es el soluto y el agua el solvente en la solución formada. De la misma forma, si la mezcla contiene 10 gramos de agua y 90 gramos de alcohol el solvente es el alcohol y el soluto el agua.
5.3.1. Clasificación de las soluciones según su estado de agregación La mayoría de las reacciones químicas, en particular las de importancia biológica, ocurre en soluciones líquidas. El estudio de las reacciones en soluciones gaseosas es importante para el conocimiento de la química de la atmósfera que está directa- mente vinculada con algunos problemas de contaminación ambiental. Como ejemplo de soluciones de un sólido en otro se mencionan a las aleaciones las que constituyen todo un campo de investigación en el área de nuevos materiales: electrónica y catálisis entre otros. En el siguiente cuadro se exponen y ejemplifican los distintos tipos de solución:
Solubilidad es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente, a presión y temperatura determinadas. Para soluciones de sólidos en líquido, la solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la presión y de la temperatura.
5.3.2. Clasificación de las soluciones según su solubilidad
- Saturadas: es la disolución que contiene la mayor cantidad de soluto posible en un volumen de disolvente dado y para una cierta temperatura. En ellas el soluto disuelto y no disuelto están en equilibrio dinámico entre sí.
Unidades de concentraciones de las soluciones: %m/m, %m/v, g/L, ppm, Molaridad, molalidad, meq/litro, eq/L. Osmolaridad De acuerdo a las unidades de cantidades de soluto que se utilicen, se obtendrán dife- rentes formas de expresar la concentración:
- % m/V (porcentaje masa en volumen) representa la cantidad de gramos disueltos en 100 ml de solución. El volumen de la solución es la suma del volumen del soluto más el volumen del solvente. Ejemplo: Si se tiene una solución de glucosa 5 %m/V, para administrar a pacientes hipo- glucémicos , significa que en 100 ml de solución hay disuelto 5 g de glucosa. - g/L representa los gramos de soluto disuelto en 1 litro de solución. 1L de solución = 1000mL de solución. Ejemplo: Expresar la solución de glucosa 5%m/V en g/L
Solvente sólido
Solvente líquido
Solvente gaseoso
Soluto sólido Solución sólida Ejemplo: Zn en estaño
Solución líquida Ejemplo: azúcar en agua Solución gaseosa Ejemplo: metales disueltos en gases
Soluto líquido Solución solida Ejemplo: las amalgamas que se fabrican mezclando Hg (líquido) con Ag (sólido) Solución líquida Ejemplo: alcohol en agua Solución gaseosa Ejemplo: nieblas
Soluto gaseoso Solución sólida Ejemplo: el hidrógeno en paladio
Solución líquida Ejemplo: oxígeno en agua Solución gaseosa Ejemplo: Oxígeno en nitrógeno
Resolución: mg de soluto = kg de solución x ppm mg de soluto = 3 kg de solución x 10 mg de cloro/kg de solución = 30 mg de cloro Respuesta: La masa de cloro necesaria = 30 mg de cloro
xA = nA/nT
Referencia: A, B, C…..Z = componentes de la mezcla n (^) A = número de moles del componente A n (^) T = número total de moles = n (^) A + n (^) B + n (^) C + ….+ n (^) Z x (^) A = fracción molar del componente A
Ejemplo: Calcular la fracción molar de una solución de NaCl que se prepara disol- viendo 20 g de la sal en 100 g de agua. Resolución:
NaCl = (23 g + 35,5 g) = 58,5 g/mol H 2 O = (2 g + 16 g) = 18 g/mol
_58,5 g de NaCl ____________^ _1 mol de NaCl 20 g de NaCl ______________^ _x = 0,34 moles de NaCl 18 g de H 2 O_______________^ _1 mol de H 2 O 100 g de H2O _____________^ x = 5,56 moles de H 2 O moles totales = moles de NaCl + moles de H 2 O moles totales = 0,34 moles de NaCl + 5,56 moles de H 2 O = 5,90 moles de solución
X (^) NaCl = 0,34 moles de NaCl^ = 0,06 = 6x10 - 5,90 moles de solución Respuesta: la fracción molar de una solución de NaCl es 6 x 10 -
M = no de moles/1L de solución
Ejemplo: Se preparan 750 mL de una solución que contiene 50 g hidróxido de sodio. Calcular su molaridad. Resolución:
m = moles de soluto / kg de solvente
Ejemplo: Calcular la concentración molal de una solución que contiene 18 gramos de Na(OH) en 100 mL de agua. Resolución:
N =equivalentes de soluto/Litro de solución
5.4. Diluciones Como se describió anteriormente concentración de una disolución es la cantidad de soluto que hay en una cantidad dada de solvente o de solución. Cabe aclarar que disolver un soluto es agregar solvente a un soluto y diluir una solución es agregar solvente a una solución ya preparada En la dilución se produce una disminución de la concentración de la solución. En un proceso de dilución se llama solución madre, inicial o concentrada a la que recibe el agregado de solvente, o sea la solución de la cual partimos. La solución que obtenemos después del agregado del solvente, la llamamos solución resultante, final o diluida. Debido a que todo el soluto proviene de la disolución concentrada se deduce:
moles de soluto antes de la dilución = moles de soluto después de la dilución
Por otra parte:
moles de soluto = Molaridad x Volumen de solución
Se concluye con la siguiente igualdad:
Volumen inicial x Concentración inicial = Volumen final x Concentración final
El volumen de la solución final será igual a la suma del volumen de la solución madre más el volumen de agua agregado. Ejemplo: Si a 100 mL de solución 1,5 M se le agregan 100 mL de agua. Calcular la concentración, expresada en M, de la solución diluída Resolución: Se puede resolver este problema de las siguientes maneras:
Volumen inicial x Concentración inicial = Volumen final x Concentración final 100 mL x 1,5 M = 200 mL x [M]final [M]final = 0,75 M Respuesta: [M]final = 0,75 M
Otra forma interpretar este problema es: Como el volumen de la solución final (200 mL) es el doble de la inicial (100 mL), en este caso la concentración final será la mitad de la inicial ([1,5M]inicial). Es decir [M]final = 1,5M/2 = 0,75M
Fraccionamiento de soluciones: significa tomar una alícuota de la solución madre. En este caso cada fracción tendrá un volumen de solución y cantidad de soluto menor que la madre, pero igual concentración. Ejemplo: A partir de la solución diluida en el ejercicio anterior (200 ml de solución al 0,75M) se toman cuatro fracciones de 50 mL cada una. Calcular cuántos moles de soluto en cada alícuota. _Resolución: 1000 mL de solución ________^ _0,75 moles de soluto 50 mL de solución __________^ x =3,75 x 10-2 moles de soluto en el volumen total Respuesta: Cada alícuota tiene 3,75 x 10-2 moles de solutos.
5.5. Reacciones químicas con reactivos puros, impuros, en defecto y en exceso La estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones entre las canti- dades de los diferentes reactivos y productos que intervienen en una reacción. Este tema es inminentemente práctico. Es imprescindible la escritura de una reac- ción balanceada para su resolución. Ejemplo: ¿Cuántos gramos de óxido de sodio y de agua son necesarios para obtener 20 gramos de hidróxido de sodio? Resolución: Na2O + H2O → 2 NaOH 1 mol 1 mol 2 mol 62 g 18 g 80 g
_80 g NaOH ___________^ _62 g Na 2 O 20 g NaOH ___________^ x = 15,5 g de Na 2 O
_80 g NaOH ___________^ _18 g H2O 20 g NaOH ___________^ x = 4,5 gramos de H2O Respuesta: Son necesarios 15,5 g de Na2O y 4,5 gramos de H2O
Que resumidamente queda:
H 2 O H+^ + OH-
Por la estequiometria de la reacción de disociación se tiene que: [H +^ ] = [OH-] Además esta reacción pone de manifiesto que el agua puede actuar como una base ganado protones para formar H 3 O +^ y, simultáneamente puede actuar como ácido cediendo protones y producir OH-^ es decir, el agua es una sustancia anfótera.
K (^) eq = [H +^ ] (^) x [OH-] [H = 2 O] K (^) eq x [H 2 O] = [H +^ ] x [OH-]
El producto iónico del agua se representa por la constante de disociación del agua, o K water K (^) w :
K (^) w= [H +^ ] x [OH-]
A 25ºC Kw tiene un valor de 1.10 - Por lo tanto: [H +^ ] x [OH-] = 1.10 - Por lo que en agua pura: [H +^ ] = [OH-] = 1.10-7^ M
El K (^) w es constante por lo que un aumento de [H +^ ] supondrá una disminución de [OH-] y viceversa. Así la presencia de un ácido en disolución dará un aumento de la concen- tración de [H +^ ], mientras que la presencia de una base dará lugar a su disminución, por lo que hará aumentar la concentración de [OH-]. Siempre que se tiene el agua como disolvente, si la temperatura no varía, el producto iónico debe mantenerse constante. Es habitual emplear soluciones acuosas diluidas, en las que la concentración de H 3 O +^ o H+^ puede variar desde 0,1 M a 1.10 -13M. Como la acidez o la basicidad de una solución acuosa están en relación con la concentración molar del H 3 O + , se hace necesario emplear una forma más sencilla de expresar la concentración de H 3 O +^ que transforme los exponentes negativos en números de fácil lectura. El químico danés Peter Lauritz Sörensen (1868–1939) propuso 1909 utilizar una escala que tuviera en cuenta el número del exponente de la concentración de H+^ o H 3 O + , que llamó escala de pH (del francés pouvoir Hydrogene: poder del hidrógeno). En dicha escala, al valor de la concentración de H 3 O +^ se le aplica la función loga- ritmo decimal y a dicho número se lo cambia de signo:
pH = -log [H +^ ]
De acuerdo con esta definición, el pH del agua pura a 25ºC es:
pH = -log [H +^ ] = -log 1.10-7^ = 7
Paralelamente definió el concepto de pOH como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de hidroxilos: pOH = -log [OH] Para clasificar las disoluciones atendiendo a esta relación se emplean los términos:
a) Neutra: [H +^ ] = [OH-] = 1.10- pH = pOH = 7
b) Ácidas: [H +^ ] > [OH-] pH < 7 pOH > 7
c) Básicas: [H +^ ] < [OH-] pH > 7 pOH < 7
El pH como el pOH son números adimensionales , es decir sin unidades. pH y pOH están relacionados a través de pKw = - log Kw = 14 pKw = pH + pOH = 14
5.7. Ácidos y bases fuertes. pH y pOH Ácido es una sustancia que tiene la capacidad de ceder protones (H +^ ) o hidroge- niones (H 3 O +^ ) En general la reacción de disociación de un ácido se puede escribir
AH A-^ + H +^ AH + H2O A-^ + H 3 O +
Un ácido al ceder protón, genera una especie con carga negativa llamada base conjugada.
Ácido fuerte es un ácido que cede completamente sus protones, es decir que se disocia en un 100%. La base conjugada del ácido fuerte [A -^ ], no afecta el pH.
Ejemplo de cálculos de pH: Indique cuales de las siguientes soluciones acuosas son ácidas, básicas o neutras: a) 0,7M Na(OH) b) 1,5.10 -3M HCl c) 4,2.10 -11M H+ d) 2,3.10 -10^ M OH-
Resolución: a) 0,7M Na(OH) pOH = -log[OH-] pOH = -log[0,7M] = 0, Como: pKw = pH + pOH = 14 Se deduce: pH = 14 - pOH pH = 14 - 0, pH = 13, Respuesta: Solución básica o alcalina
b) 1,5.10 -3M HCl pH = -log[H +^ ] pH = -log[1,5. 10 -3^ M] pH = 2, Respuesta: Solución ácida
c) 4,2.10 -11M H+ pH = -log[H +^ ] pH = -log[4,2. 10 -11^ M] pH = 10, Respuesta: Solución básica o alcalina
d) 2,3. 10 -10^ M OH- pOH = -log[OH-] pOH = -log[2,3. 10 -10^ M] pOH = 9, pH = 14 - pOH pH = 14 - 9, pH = 4,
Ejemplo de efectos orgánicos del pH: Acidosis metabólica Cuando una persona está sometida a una dieta muy estricta en calorías, el organismo produce una serie de sustancias llamadas cuerpos cetónicos, que también pueden ocasionar un descenso brusco del pH sanguíneo. El pH influye en muchos aspectos de la estructura y la función celular. Por ejemplo, la actividad enzimática es especialmente sensible a los cambios de pH, ya que las enzimas actúan en un rango de pH óptimo. Cualquier diferencia que se produzca en el pH puede ocasionar una alteración en la velocidad de una función catalizada enzimáticamente.
Ejemplos de algunas soluciones que se pueden encontrar en los diferentes pH
5.8. Neutralización y amortiguación del pH Cuando se combina un ácido con una base tiene lugar una reacción de neutraliza- ción. En esta reacción, de manera muy rápida, generalmente, se forman agua y sal. Ejemplo: Los antiácidos. El estómago humano segrega ácido clorhídrico, el cual permite digerir los alimentos. Por diversos motivos, como el exceso de comidas o la tensión nerviosa, se produce un aumento de la secreción de ácido clorhídrico, lo que genera acidez estomacal. Existen muchos medicamentos que neutralizan la acidez producida por el estómago. Estos productos farmacéuticos contienen fundamentalmente bases, como hidróxido de aluminio, de magnesio o bicarbonato de sodio.
Un amortiguador es una solución que resiste los cambios de pH cuando se le agregan pequeñas cantidades de ácidos o de base. Las soluciones amortiguadoras se preparan con un ácido débil o una base débil y su sal. Ejemplo: El amortiguador de la sangre El pH de la sangre varía entre 7,35 y 7,45 aproximadamente. Cualquier sustancia puede variar su pH cuando se le agrega otra diferente, pero la sangre mantiene inalterable su pH a pesar de las reacciones que se le generan en el organismo, debido a las soluciones amortiguadoras que posee. Una sustancia amortiguadora del cuerpo humano es el ácido carbónico H 2 CO 3 e ión bicarbonato HCO 3 -^.
pH aprox. 1 1,5 2,9 6 6,4 7 7,2 7,4 8 9,5 14 Ejemplos HCl Jugo Vinagre Orina Leche Agua Saliva Sangre Agua Dentífrico Na (OH) 1M 1M gástrico pura humana de mar 1M
