disoluciones

¿Qué es una Disolución?

 Una disolución es una mezcla homogénea, es decir, una mezcla de 2 o más componentes que no reaccionan entre sí, es decir, que siguen siendo los mismos después de mezclados, y además por ser homogénea no se ven o diferencian sus componentes después de mezclados a simple vista.

 Pero entonces... ¿Qué diferencia hay entre una mezcla homogénea y una disolución?.

 Pues bien cuando en la mezcla homogénea uno de los dos componentes es líquido, normalmente agua, esta mezcla homogénea es a lo que se le suele llamar disolución. Las disoluciones quimicas suelen estar en estado líquido.



 Por ejemplo el chocolate es una mezcla homogénea de varios componentes que no se diferencian a simple vista, pero están en estado sólido, por eso no se le llamaría disolución.

 Si mezclamos agua con azúcar y revolvemos, al cabo de un tiempo no se verán los componentes en la mezcla, será una mezcla homogénea, pero ha esta si la podemos y debemos llamar disolución.



 Componentes de una Disolución

 Al componente más abundante en la disolución se le llama Disolvente y al resto se les llama Soluto.
 A veces también se le llama a la disolución, solución, y al disolvente se le puede llamar solvente.





 Como hemos dicho, normalmente el disolvente es el líquido y la disolución está en estado líquido.

 En el caso del agua con azúcar, el agua será el disolvente y el azúcar el soluto.

 Conceptos Sobre Disoluciones

 Si echamos azúcar en un vaso de agua, llegará un momento que el agua ya no pueda absorber más azúcar y si echamos más azúcar, esta en lugar de formar parte de la disolución, irá al fondo del vaso.

 Llega un momento que la disolución se satura, no admite más soluto. En este caso diremos que la disolución es saturada.

 Pues bien, en 100 gramos de agua la máxima cantidad de azúcar que podría disolverse, sería la solubilidad de esa disolución.

 - Solubilidad: en una disolución es la máxima cantidad de soluto expresada en gramos que se pueden disolver por cada 100 gramos de disolvente.

 Tenemos que tener en cuenta que cuenta más caliente está el líquido más cantidad de soluto admite. Lo líquidos y los sólidos se disuelven mejor en otro líquido cuanto más caliente está este último. El soluto es más soluble en líquidos calientes.

 Esto significa que si tengo agua a 20ºC y es capaz de absorver 10 gramos de azucar, a 50ºC es capaz de disolver más cantidad de azucar. La solubilidad aumenta con la temperatura de la disolución.

 - Concentración : es la cantidad de soluto que hay disuelto en una cantidad de disolución. OJO Cantidad de soluto/cantidad de disolución. Nos da una relación de la cantidad de soluto que hay en la disolución. 

 c = cantidad de soluto/cantidad de disolución

 Claro está que las cantidades se pueden expresar en gramos, en volúmenes, en moles, etc. Por ejemplo un alcohol comercial que pone al 70% quiere decir que el 70% es alcohol y el resto, el 30%, es agua. Pero también podemos decir que el 70% del volumen de la botella es de alcohol y el 30% del su volumen es agua, o que el 70% del peso es alcohol y el resto agua.

 OJO a veces se puede hacer cantidad de soluto/cantidad de disolvente, en lugar de disolución, pero no es lo normal.

 Normalmente a la fórmula anterior se le suele multiplica por 100 para que nos salga la concentración en porcentaje.

 Veamos un ejemplo:

 Tenemos 120 gramos de agua en la que echamos 20 gramos de azúcar. ¿Cual es su concentración?.

 Cantidad de soluto= 20 gramos

 Cantidad de disolvente= 120 gramos

 Cantidad de disolución = 20 + 120 = 140 gramos.

 Aplicamos la fórmula:

 c =  20/140 x 100 = 14, 28%

 Quiere decir que el 14,28% es azúcar y el resto es agua.

 Tipos de Disoluciones

 Según su concentración las disoluciones pueden ser:

 Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del disolvente es pequeña. Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. 

 Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del disolvente es grande. Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua. 

 Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto. Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C. 

 Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse. 

 Fórmulas para Disoluciones

 Lo primero decir dos pequeños trucos para resolver problemas. 

 - Al aplicar las fórmulas, antes obtener las cantidades de soluto y de disolvente en las mismas unidades.

 - Si en un problema de disoluciones ni me dan ni me preguntan una cantidad, puedo suponer la cantidad que yo quiera, lo más utilizado es suponer 100gr de disolución o 1 litro de disolución.

 Densidad = Masa / Volumen

 Riqueza , pureza o % en masa % en masa = masa de soluto / masa disolución

 Molaridad M = nº moles de soluto/litros de disolución

 molalidad m = nº moles de soluto/Kg disolvente

 fracción molar de soluto Xs = nº de moles de soluto/nº moles totales

 fracción molar de disolvente Xd = nº de moles de disolvente/nº de moles totales

 moles = Nº de moles = gramos/Mxm

 gramos por litro g/l = gramos de soluto/litros de disolución

 gramos de soluto + gramos de disolvente = gramos de disolución.

 Ejercicios Disoluciones

 1) Calcular Molaridad (M) de una disolución obtenida disolviendo en agua 100 g de sulfato de cobre (II) y añadiendo después más agua hasta completar un volumen de un litro.

 Datos que se dan : Masas Atómicas: S=32; Cu=63,5; O=16.

 Solución:

 El sulfato de cobre es CuSO4 (4 átomos de oxígeno tiene la molécula)

 M = Moles de sulfato / Litros de Agua

 Con los datos de las masas atómicas sacamos los moles por gramo del sulfato de cobre.

 Cu + S + 4xO = 63,5 + 32 + 4x 16 = 159,5 gramos/mol. Según esto podemos calcular la cantidad de moles de sulfato que tenemos en 100gramos de sulfato, sabiendo que en 159,5 gramos hay un mol

modelos atomicos

Historia: modelos atómicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico 1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.) 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.) 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)

formula empirica y molecular

Fórmula empírica y molecular

• Rubén Darío Osorio Giraldo
• Facultad de Ciencias Exactas y Naturales
• Universidad de Antioquia

La fórmula química es la representación de los elementos que forman un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que forman una molécula. También puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura o formulación química.

La formula química permite determinar la composición porcentual de cada elemento en una sustancia compuesta. Los porcentajes así obtenidos son una expresión de la ley de la composición definida.

Ejemplo 3.1. Composición porcentual

La fórmula química del sulfato de aluminio es Al₂(SO₄)₃. Determinar la composición porcentual del sulfato de aluminio.

MAl₂(SO₄)₃ = 2(27.0) + 3(32.0) + 12(16.0) = 342 g/mol

Elemento	Masa molar (g/mol)	mol del elemento	masa (g) en 1 mol	Porcentaje (%)
Al	27.0	2	54.0	15.79
S	32.0	3	96.0	28.07
O	16.0	12	192.0	56.14

Existen varios tipos de fórmulas químicas:

• Fórmula empírica

La fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto. Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.

En compuestos covalentes, se obtiene simplificando los subíndices de la fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así, la fórmula empírica de la glucosa (C₆H₁₂O₆) es CH₂O, lo cual indica que por cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices siempre son números enteros y si son iguales a 1, no se escriben.

En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay dos iones hidruro por cada ión magnesio, luego su fórmula empírica es MgH₂.

En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los subíndices pueden ser números decimales. Así, el óxido de hierro (II) tiene una fórmula empírica que varía entre Fe_0,84O y Fe_0,95O,lo que indica la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.

• Fórmula molecular

La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la fórmula molecular de la glucosa es C₆H1₂O₆, lo cual indica que cada molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos de O, unidos siempre de una determinada manera.

• Fórmula estructural
  • Modelo de esqueleto, de armazón: no se dibujan los átomos de C e H.
  • Modelo de bolas y barras, o de bolas y varillas.
  • Modelo de bolas, compacto o espacial sólido.
  • Modelos poliédricos: los átomos se representan por tetraedros, octaedros, … que se unen por sus vértices y permiten ciertos giros o torsiones.

La fórmula estructural es similar a las anteriores pero señalando la geometría espacial de la molécula mediante la indicación de distancias, ángulos o el empleo de perspectivas en diagramas bi o tridimensionales.

(GALEANO, 2011h). Fórmula estructural

En un diagrama 2D, se aprecia la orientación de los enlaces usando símbolos especiales. Una línea continua representa un enlace en el plano; si el enlace está por detrás, se representa mediante una línea de puntos; si el enlace está por delante, se indica con un símbolo en forma de cuña triangular. A veces se emplean otro tipo de convenios o proyecciones para grupos de compuestos específicos (proyección de Newman, diagramas de Tollens, etc).

También hay diagramas 3D como la estructura o fórmula de esqueleto (o de líneas y ángulos).

(EDGAR181, 2006). Fórmula de esqueleto

A veces, se prefiere el uso de modelos moleculares en 3D, como:

Son numerosas las aplicaciones informáticas para crear estructuras (ChemDraw), y visualizarlas (Jmol). Permiten dibujar, rotar estas estructuras y observarlas desde distintos puntos de vista.

• Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

Ejemplo 3.2. A partir de la composición porcentual

El análisis de cierto compuesto, cuya masa molar es de 180 g/mol, revela que su composición porcentual, en peso, es 40% de C, 6,67% de H, y 53,33% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular del compuesto la cantidad en gramos de cada elemento en la muestra, o sea, la masa relativa de cada elemento en la muestra dada.

Se toma una base de muestra de 100 g y se determina la cantidad de sustancia, en mol, de cada uno de los elementos. Se divide este último resultado por el valor más pequeño para obtener números enteros. Como las divisiones a veces no salen totalmente exactas dado que se ha operado previamente y se ha redondeado, se recomienda: (1) Trabajar con un mínimo de cuatro decimales; (2) Redondear este último número al entero más cercano si la diferencia es menor de una décima; (3) Podría darse el caso de que no salieran números enteros, si es así, se deberán multiplicar todos los números por un factor tal que dé como resultado números enteros sencillos.

Elemento	Masa molar (g/mol)	Masa (g)	mol	Div/menor
C	12.0	40.0	3.333	1
H	1.0	6.67	6.670	2
O	16.0	53.33	3.333	1

La fórmula empírica del compuesto es: CH₂O (30.0 g/mol)

Teniendo en cuenta que el compuesto tiene una masa molar de 180 g/mol, se deduce fácilmente que la fórmula molecular corresponde a C₆H₁₂O₆.

Ejemplo 3.3. A partir del análisis elemental

El olor característico de la piña se debe a un éster que contiene C, H y O. La combustión de 2.78 g de este compuesto conduce a la formación de 6.32 g de CO₂y 2.52 g de H₂O. ¿Cuál es su fórmula empírica? Las propiedades de este compuesto sugieren que su masa molecular está entre 100 y 120 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?

(Nota: el oxígeno siempre se halla por diferencia. ¿por qué?)

Elemento	Masa molar (g/mol)	Masa (g)	Mol	Div/menor
C	12.0	1.7236	0.1436	3
H	1.0	0.2800	0.2800	6
O	16.0	0.7764	0.0485	1

La fórmula empírica es C₃H₆O (58 g/mol)

Teniendo en cuenta que la masa molecular del compuesto se encuentra entre 100 y 120 g/mol, se deduce que la masa molecular del compuesto es C₆H₁₂O₂.

Ejemplo 3.4. A partir de otros datos estequiométricos

Se calientan 1.256 g de un cloruro de platino y queda un residuo de 0.7275 g de Pt. Hallar la fórmula de este cloruro de platino.

m Pt = 0.7275 g

m Cl = 1.256 g - 0.7275 g = 0.5285

Elemento	Masa molar (g/mol)	Masa (g)	Mol	Div/menor
Pt	195.0	0.7275	0.0037	1
Cl	35.5	0.5285	0.0149	4

La fórmula empírica es PtCl₄.

Hidratos

Se denomina agua de cristalización al agua que se encuentra dentro de las redes de los cristales pero que no se halla unida de manera covalente a ninguna molécula o ion. Es un término arcaico que precede a la química inorgánica estructural moderna, y que proviene de una época en la las relaciones entre fórmula mínima y estructura eran poco comprendidas. Sin embargo, el término ha permanecido en el tiempo, y cuando se emplea de manera precisa puede resultar muy útil.

Cuando el agua de cristalización está asociada a una sal el resultado se denomina hidrato. La estructura de los hidratos puede ser muy elaborada, debido a la existencia de enlaces de hidrógeno que determina estructuras poliméricas. Durante mucho tiempo las estructuras de muchos hidratos permanecieron desconocidas, por lo cual se empleó un punto (·) en la fórmula de un hidrato para especificar la composición sin indicar la manera en que el agua está enlazada. Algunos ejemplos de estas fórmulas son los siguientes:

• CuSO₄·5H₂O Sulfato de cobre (II) pentahidratado
• CoC_l2·6H₂O Cloruro de cobalto (II) hexahidratado
• SnCl₂·2H₂O Cloruro de estaño (II) dihidratado

Cuando los hidratos se calientan desprenden sus aguas de cristalización quedando el compuesto anhidro. Es un proceso reversible, ya que el hidrato se forma nuevamente si se añade agua.

Ejemplo 3.5. Fórmula empírica de hidratos

Al calentar 9.476 g de bórax (Na₂B₄O₇.xH₂O) se eliminan 4.475 g de agua. Hallar la el valor de x.

Compuesto	Masa molar (g/mol)	Masa (g)	Mol	Div/menor
Na2B4O7	201.2	5.001	0.0249	1
H2O	18.0	4.475	0.2486	10

La fórmula empírica del hidrato es Na₂B₄O₇.10H₂O, x = 10.

composiciòn centecimal

La Composición Centesimal:

La Composición Centesimal (CC) es una medida de la cantidad de masa que ocupa un elemento en un compuesto. Se mide en porcentaje de masa.

La Composición Centesimal de un elemento viene determinada por la siguiente fórmula:  

Composición Centesimal (CC) =	Masa elemento	· 100
	Masa del compuesto.

La Composición Centesimal es útil para obtener la fórmula empírica y molecular de un compuesto.

Ejemplos de Composición Centesimal: 

• Ejemplo 1: Calcular la composición centesimal del H y O en el agua si en 45 gramos de agua hay 5 de H y 40 de O:

Composición Centesimal del H =	5	·100 = 11,11% de Hidrógeno
	45

Composición Centesimal del O =	40	·100 = 88,88% de Oxígeno
	45

• Ejemplo 2: En el caso anterior calcular la Fórmula Empírica del agua sabiendo que las masas atómicas del H y O son respectivamente 1 y 16:

Para calcuar la fórmula empírica se divide la composición centesimal entre la masa atómica del elemento. Acto seguido se dividen los resultados por el valor más pequeño de ambos:

H:	11,11%	= 11,11 → 11,11 / 5,55 = 2
	1

O:	88,88%	= 5,55 → 5,55 / 5,55 = 1
	16

Por lo tanto la fórmula empírica del agua es: H₂O

• Ejemplo 3: Una muestra de hidrocarburo de 85 gramos contiene unas cantidades de Carbono e Hidrógeno de 68 y 17 gramos respectivamente. Calcular sus composiciones centesimales:

Composición Centesimal del C =	68	·100 = 80% de Carbono
	85

Composición Centesimal del H =	17	·100 = 20% de Hidrógeno
	85

• Ejemplo 4: Calcular las fórmulas empírica y molecular del hidrocarburo del ejercicio anterior si su peso molecular es 30g/mol:

Para calcuar la fórmula empírica se divide la composición centesimal entre la masa atómica del elemento. Acto seguido se dividen los resultados por el valor más pequeño de ambos:  

C:	80%	= 6,66 → 6,66 / 6,66 = 1
	12

H:	20%	= 20 → 20 / 6,66 = 3
	1

Por lo tanto la fórmula empírica del hidrocarburo es: CH₃

Para calcuar la fórmula molecular se calcula cántas veces necesitamos multiplicar la fórmula empírica para alcanzar el peso molecular (30g/mol):  

 n ·Peso molecular (CH₃) = 30 → n · 15 = 30 → n = 2

Por lo tanto, la fórmula molecular del hidrocarburo es: C₂H₆ es decir, se trata del etano (CH₃-CH₃)

Ejercicios de Composición Centesimal:

Ejercicio 1: Una muestra de compuesto de 36 gramos contiene unas cantidades de Potasio, Nitrógeno y Oxígeno de 13,92g, 4,99g y 17,09g respectivamente. Calcular sus composiciones centesimales.

Ejercicio 2: Calcular las fórmulas empírica y molecular del compuesto del ejercicio anterior si su peso molecular es 101g/mol y los pesos atómicos del K, N y O son 39, 14 y 16 respectivamente.

Unidades de Concentración:

• % Peso a Peso (%P/P) = (peso del soluto / peso de la disolución) · 100 
• % Vol. a Vol. (%V/V) = (gramos de soluto / ml de la solución) · 100
• Fracción molar = (moles soluto / moles soluto + solvente)
• Molaridad (M) = (moles soluto / litros de solución)  
• Molalidad (m) = (moles soluto / masa de solvente en kg)  
• Normalidad (N) =  (nº de Equivalentes / litros de disolución)
• Formalidad (F) = (nº de peso-fórmula-gramo o Masa Molecular / litros de disolución)
• Partes por millón (ppm) = unidades de sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto