UNIDAD II

UNIDADES DE CONCENTRACION

OBJETIVOS

1. Definir soluto, solvente(disolvente), solución y Solubilidad.

2. Identificar las soluciones iónicas y no iónicas.

3. Interpretar las unidades de concentración de: porcentage, partes

por millón,(ppm), partes por billon(ppb), pX, Molaridad(M) y

Normalidad(N).

4. Calcular la masa o moles de soluto para preparar una solución,

con una concentración establecida.

5. Calcular el número de moles o gramos de soluto en un volumen

de solución dado.

6. Convertir una unidad de concentración en otra.

7. Resolver Problemas de soluciones aplicadas a la Estequiometria.

CONTENIDO

Solubilidad y soluciones

Soluciones Iónicas y no iónicas.

Unidades de concentración

Conversión entre Unidades de concentración.

Problemas de Estequiometría que incluyen soluciones.

Solubilidad y Soluciones :

Una solución consiste de un Soluto y de un Solvente o Disolvente. Nos

limitaremos aquí, al caso de soluciones acuosas.

El soluto se disuelve en el Solvente hasta alcanzar una maxima

cantidad, a una T dada. En este momento decimos que la solución

esta saturada.

Por lo tanto, para preparar una solución, debemos conocer su

Solubilidad.

La Solubilidad(S) se define como la cantidad máxima de soluto que se

disuelve en un volumen dado de solvente o solución, a una T dada.

Si 25g es la cantidad maxima de un compuesto que se disuelven

en 100ml de agua ( a 25o

C ), su solubilidad sera igual a 25g/100ml.

Luego, se disolveran 25g/100mL o 250g en 1000 mL

W (g) = 25g/100mL x 1L/10000 mL = 250g).

Si su Masa Molar (MM) es 100g/mol, entonces su concentracion

sera igual a : 250g/L x ( 1mol/100g) = 2.50 mol/L

La Solubilidad Molar (Sm) se expresa en moles/L

Al disolver 2 moles de un soluto en 500 mL de solución, su Sm será:

Sm = 2mol/0.500L = 4mol/L

Soluciones Ionicas y no Ionicas

En las soluciones iónicas acuosas, cada especie es hidratada por el

solvente. Las soluciones iónicas debido a que poseen cargas

conducen la corriente eléctrica (electrolitos).

Una solución de NaCl no existe como tal, ya que sus iones se

encuentran disueltos en el solvente separadamente:

NaCl (s) + H2O Na

+

(acuoso) + Cl-

(acuoso)

En las Soluciones No iónicas, las moléculas no ionizan, ejemplo la

glucosa:

C6H

12O

6 (s) + H

2O = C

6H

12O

6(acuoso)

Estas soluciones no conducen la corriente electrica.

Una mol de una solución iónica de BaCl2 produce 2 moles de iones del

ion cloruro ( Cl-

) y un mol del ion Ba2+

.

BaCl2 + H

2O → Ba

2+

(acuoso) + 2 Cl-

(acuoso)

Luego la [Cl-

] en la solución es el doble de la Sm del BaCl2.

Unidades de Concentracion

Todas las soluciones tienen unidades de Concentración, de las cuales

solo se mencionarán las más importantes:

Porcentage de masa a Volumen - %(w/v)

Porcentage de masa a masa - %(w/w)

Porcentage de volumen a volumen - %(V/V)

Partes Por Millón (ppm)

Partes por Billón(ppb)

PX

Molaridad(M)

Normalidad(N)

1. Porcentage de masa a Volumen(%(w/v)):

%(w/v) = W(soluto)

/ V(solucion)

x 100

La fórmula nos permite relacionar el peso o masa del soluto con su

concentración y el V total (en Fisica, W= mg)..

Ejercicio:

Se disuelven 10g de NaOH en agua hasta obtener una solución de

500mL.

(a) (a) Calcule su %(w/v)

(b) (b) Calcule la masa de soluto en 25mL de solución.

%(w/v) = W(soluto)

/ V(solucion)

x 100 =10g/500mL x 100 = 2%(w/v)

2%(w/v) significa que hay 2g de soluto en 100 mL de solución,

luego:

W(g) = 2g/100mL x 25mL = 0.5g

2. Porcentage de masa a masa - %(w/w):

La fórmula nos permite relacionar la masa del soluto con su

concentración y la masa total.

%(w/w) = W(soluto)

/ W(solucion

) x 100

Ejercicio:

10g de soluto se disuelven en 250g de solución:

(a) Calcule su %(w/w)

(b) Calcule la masa de soluto en 25g de solución.

%(w/w) = W(soluto)

/ W(solucion

) x 100 = 10g/250g x100= 4%

W(soluto)

= 4g/100g x 25g = 1g

3. Partes Por Millón (ppm):

Es la masa en miligramos en un Kilogramo de solución

ppm = mg(soluto

)/ Kg(solucion

)

Esta unidad se usa mucho en Química Ambiental.

Cuando la solucion es muy diluida, su D esta cerca de 1g/ml y se

puede escribir como:

* ppm = mg(soluto

)/ L(solucion

)

Ejercicio:

Se disuelven 0.10g de soluto en 500mL de solución .

(a) Calcule su concentración en ppm

(b) Calcule la masa de soluto en 25mL (0.025L)

Debemos convertir la masa a miligramos y el V a litros.

500ml x 1L/1000mL = 0.500mL

0.10g x 1000mg/1g = 100mg

(a) ppm = mg(soluto

)/ L(solucion

) = 100mg/0.500L = 200mg/L = 200ppm

(b) W(mg) = ppmx V(L) = 200mg/L x 0.025L = 5mg

4. pX

pX = - log [X] …….. [X] = mol/L del soluto.

Esta unidad logarítmica se usa en los Acidos y Bases para

calcular el pH de las soluciones.

Ejercicio:

Calcule el pH+

de una solución de HCl 0.005M.

[H+

] = 0.005M

pH+

= - log( 0.005) = 2.7

Esta Unidad tambien nos permite relacionarla con la M de la

solución.

[X] = 10-pX

Por ejemplo, una solución de pH = 4.5 tiene una

[H+

] = 10-4.5

M

5. Molaridad (M):

La M es la unidad más usada en Química Analítica.

Nos permite usarla tanto en soluciones Iónicas como no Iónicas.

M = #moles soluto/Vsolucion

M = #n/ Vsolucion

Vsolucion

se expresa en litros.

Luego el # de mol del soluto será

#n = Wsoluto

/ MM en g/mol

Luego otra formula para la Molaridad es:

M = W(soluto)

/(MMxV)

La masa (W) del solute será:

Wsoluto

= VxMxMM

Resumen de las tres fórmulas:

M = #moles soluto/Vsolucion

M = W(soluto)

/ (MMxV)

W(soluto)

= VxMxMM

Ejercicio:

Se disuelven 2.12g de Na2CO

3 (MM=106g/mol)

en agua hasta completar 2500mL de solución (2.500L).

(a) Calcule su Molaridad.

(b) Calcule el # de moles y las milimoles(mmol) de soluto en

250mL de solución.

(c) Calcule la masa de soluto en 250mL de solución.

(a) M = W(soluto)

/ (MMxV) = 2.12g/ (106g/molx2.500L= 0.125mol/L

M= 1.25 x 10-2

mol/L.

(b) #n = VxM = 0.250L x 1.25 x 10-2

mol/L= 3.125 x 10-3

moles.

3.125 x 10-3

moles x 1000mmol/1mol = 3.125 mmoles

(c) W(soluto)

= VxMxMM = 0.250Lx 1.25 x 10-2

mol/Lx 106g/mol =

0.212g.

En algunos casos es necesario calcular las Molaridades de los

iones presentes en una solución.

Por ejemplo, en la solución anterior hay dos(2) moles de iones

Na+

, por cada mol de Na2CO

3, por lo tanto, la [Na

+

] seria el doble:

1.25 x 10-2

mol/L Na2CO

3 x 2mol Na

+

/ 1mol Na2CO

3 =

2.5 x 10-2

mol/L.

Ejercicio:

Se desea preparar 2500mL de solución de Na+

0.1M, a partir del

compuesto Na2CO

3 .

Calcule las moles de Na2CO

3 y la masa de Na

2CO

3 necesarias

para preparar la solución.

El factor de conversión es = 1mol Na2CO

3 /2mol Na

+

M(Na2CO

3) = M

Na+ x( 1mol Na

2CO

3 /2mol Na

+

) = 0.1M /2 = 0.05M

Como puede notarse, la M del Na2CO

3 es la mitad de la Molaridad

del ion Na+

.

#n (Na2CO

3 ) = VxM = 2.500L x 0.05mol/L = 0.125mol.

Luego se necesitan 0.125 moles del compuesto Na2CO

3 .

La masa del soluto sera:

W(soluto)

= VxMxMM

W(g) = 2.500Lx 0.05mol/Lx 106g/mol = 13.25g

PROCEDIMIENTO: Se pesan 13.25g del compuesto Na2CO

3 y se

disuelven en agua destilada, hasta obtener un V de solución de

igual a 2500mL.

6. Normalidad(N):

Se define como el # de Equivalentes en un litro de solución.

N = #E/V …….E# de Equivalentes …. V en litros.

El PE se expresa en g/E .

En el caso de Acidos y Bases se divide la Masa molar (MM, sin

unidades) por el # de protones ( H+

) o de iones OH-

que tiene la

fórmula (ver tabla).

En el caso de sales dividimos la MM ( sin unidades) por el # de

oxidación o carga del cation.

Por ejemplo el PE del CaCl2 (con MM= 111g/mol, su PE será igual

a 111g/2E =50.5g/E (el compuesto tiene 2 equivalentes)

Recuerde que el Ca2+

tiene un # de oxidación igual a 2+

.

compuesto MM(g/mol) PE(g/E) #E por mol

HCl 36.5 36.5 1

Ca(OH)2 78.0 39.0 2

CaSO4 136 68 2

El #E se relaciona con el PE con la siguiente formula:

#E = W/PE

Luego podemos expresar la N en términos de W y del PE

N = W/(PExV) Despejando, W= VxNxPE

Resumen de fórmulas:

#E = W/PE N=#E/Vsolucion

N = W/(PExV) W= VxNxPE

Ejercicio:

Se disuelven 10.6g de Na2CO

3 (MM=106g/mol)

en agua hasta completar 2500mL de solución (2.500L).

(a) Calcule su Normalidad.

(b) Calcule los Equivalentes (E) y miliequivalentes(mE) de soluto

en 250mL de solución.

(c) Calcule la masa de soluto en 250mL (0.250 L) de solución.

Como la MM del compuesto es 106g/mol y tiene 2E, su PE será:

PE = 106g/2E = 53g/E

(a) N = W(soluto)

/ (PExV) = 10.6g/ ( 53g/Ex2.500L) = 0.50 E/L

ó 0.50 N .

(/b) #E = VxN = 0.250L x 0.50E/L= 0.125 E.

0.125E x1000mE/1E = 125mE

(c/) W(soluto)

= VxNxPE = 0.250Lx 0.5 E/LX53g/E = 1.06g

RELACION ENTRE LA MOLARIDAD Y LA NORMALIDAD

La M y la N se pueden relacionar entre si. Se recomienda como

primer paso, calcular la masa del soluto en un volumen de

solución, ya que este no cambia.

Calculemos la Normalidad de una solución de CaCl2 0.1M:

Masa del soluto:

W(soluto)

= VxMxMM = 1.0Lx 0.1mol/Lx 111g/mol = 11.1g

En la solución hay 11.1g de soluto, independientemente de cómo

se exprese su concentración.

El PE del compuesto es 111g/2E = 50.5g/E

N = W(soluto)

/ (PExV) = 11.1g/( 50.5g/Ex1.0L) = 0.2E/L = 0.2N

Asignación: Calcule la N de una solución de Al(OH)3 0.0025 M .

La N se utiliza también en problemas relacionados con

reacciones de Oxidación- Reducción, tema que se discutirá en

otra unidad de este curso.

7. Partes Por Billón (ppb):

Esta Unidad se usa para pequeñas cantidades de soluto.

Un Billón en el sistema U.S es igual a 1000 millones.

ppb = g/Kgsolucion

ppb = g/Lsolucion

( si su D es cerca de 1.0g/mL)

g = ppb x Lsolucion

Ejercicio:

Se disuelven 0.50g de soluto en 2500mL de solución .

(a) Calcule su concentración en ppb

(b) Calcule la masa de soluto en 25mL (0.025L)

Debemos convertir las unidades a Litros y a g.

1g = 1000mg = 1000000g

2500ml x 1L/1000mL = 2.500L

0.50g x 1000mg/1g = 500mg

500mg x1000g/1mg = 500000 g = 5x105g

* ppb =g/Lsolucion

ppb = 5x105g/2.500L =2.5x10

5g/L = 2.5x105g/L

W(mg) = ppbx V(L) =2.5x105g/Lx 0.025L = 5000mg

Conversiones entre las Unidades de concentración

En algunos casos, necesitamos convertir una unidad a otra.

Sí sabemos que el peso de soluto no cambia y que lo que cambia

es la unidad( a igual V). El primer paso es calcular el peso del

soluto.

Ejercicio:

Convertir 100ppm de CaCO3 (MM= 100g/mol) a:

(a) %(w/v)

(b) %(w/w), si la D de la solución es 1.05g/mL

(c) ppb

(d) Molaridad

(e) Normalidad

(f) g/L

Para facilitar los cálculos, asumimos que el V total es un Litro.

El primer paso es calcular la masa(o peso) del soluto:

W (mg) = ppm x V = 100mg/L x1L = 100mg = 0.100g

La solución tiene 0.100g/L ó 0.100g/1000mL

%(w/v) = 0.100g/1000mL x100 = 0.01%

W = VxD (masa de la solution)

W(solucion

) = 1000mLx 1.05g/mL = 1050g

%(w/w) = .100g/1050g x100 = 0.0095%

0.100g = 100mg = 100000g

ppb =g/Lsolucion

= 100000g/Lsolucion

= 1x 105

ppb.

M = W(soluto)

/ (MMxV) = 0.100g/(100g/mol x 1L) = 1x10-3

mol/L

PE = 100g/2E = 50g/E

N= W(soluto

)/ (PE xV) = 0.100g/(50g/Ex 1L) = 2x10-3

E/L

100mg/L = 0.100g/L

Problemas de Estequiometria que incluyen soluciones

Se discutirán las reacciones químicas que se incluyeron en la

Unidad I, además, las reacciones entre soluciones a diferentes

concentraciones.

En la mayoría de los casos, se aconseja primero calcular el

# de moles de los compuestos en las soluciones que intervienen

en la reacción, y luego se establecen las relaciones molares

correspondientes (estequiometría).

Estas se discutieron en la Unidad I.

Ejercicio:

50.0mL(0.050L) de H2SO

4 0.1M reaccionan con un exceso de

Ca(OH)2. Calcule las moles de H

2O producidos.

Ca(OH)2 + H

2SO

4 CaSO

4 + 2 H

2O

# de moles de H2SO

4 : #n = V x M = 0.050L x 0.1mol/L =

0.0050mol ……… relación estequiométrica:

Factor

0.0050mol H2SO

4 x

= 0.01mol H

2O

Ejercicio:

50.0mL(0.050L) de H2SO

4 0.1M reaccionan con 100ml 0.2M de

Ca(OH)2.

(a) Calcule el RL.

(b) Calcule la masa de H2O que se produce.

(c) Calcule cuantas moles del RNL reaccionaron

(d) Calcule las moles del RNL que sobraron.

Ca(OH)2 + H

2SO

4 CaSO

4 + 2 H

2O

Haciendo los cálculos, asumiendo que el RL es el H2SO

4 :

#n (H2SO

4 ) = VxN =

0.050Lx0.1mol/L = 0.0050mol

#n (H2O)= 0.0050mol H

2SO

4 x

= 0.01mol H

2O

Haciendo los cálculos, asumiendo que el RL es el Ca(OH)2

#n (Ca(OH)2)0.100mLx 0.2mol/L = 0.02mol de Ca(OH)

2

#n (Ca(OH)2) = 0.02mol Ca(OH)

2 x

=0.04 mol H

2O

Luego el RL es el H2SO

4 ( se produjo menos moles de este); por lo

tanto, se produjeron 0.01mol H2O

W(H2O) = 0.01mol H

2O x 18g/mol = 0.18g H

2O.

Calculemos el #n del Reactivo no Limitante (RNL) que

reaccionaron, basados en el RL:

Reaccionaron 0.0050 moles de H2SO

4

Luego : 0.0050mol H2SO

4 x 1mol Ca(OH)

2/1mol H

2SO

4 =

0.0050mol Ca(OH)2

Reaccionan 0.0050mol Ca(OH)2 con el RL.

#n del RNL que sobran: (0.02- 0.0050) mol Ca(OH)2 =

0.0150mol Ca(OH)2 .

Algunos problemas resueltos sobre esta Unidad se

encuentran en:

1. Unidad II. Problemas resueltos en Blackboard.

2. Química General. Petrucci,Harwood y Herring. Prentice-

Hall. 8th. Ed. 2010.

3. Libros que aparecen en el prontuario del curso.