Química inorgánica
Bachillerato
Principios
4° año
Las moléculas de un soluto se comportan como las de un gas, cuando
una sustancia se disuelve se difunden libremente por toda la disolución.
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.
MATERIA
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
Puede presentarse como
SISTEMAS DISPERSOS
Tales como
LIQUIDO
SOLIDO
GASEOSO
Entre sus mezclas HOMOGENEAS
DISOLUCIONES
Expresadas sus concentraciones
En………..
%
M
M
ppm
Soluto/Solvente/Solución
Las soluciones se pueden clasificar, atendiendo a
5 aspectos importantes:
Según el número de componentes
binarias ternarias cuaternarias
binarias
Según la naturaleza del disolvente
acuosas orgánicas
Según la naturaleza del soluto
ácidas
básicas
neutras
De acuerdo a la cantidad de sus componentes diluidas
diluidas concentradas
Según los estados de agregación de la materia
saturadas
Solida, liquida
liquida o gaseosa
La cantidad de una sustancia que se disuelve en una cantidad dada de disolvente (por
Enanuestro
curso,dada
salvo
que
se diga
lo saturada..
contrario,
ejemplo agua)
una temperatura
para
dar una
solución
es
estudiaremos las indicadas
Solubilidad
FACTORES DE
PRESION, POLARIDAD
Y TEMPERATURA
AFECTAN LA…
SOLUBILIDAD
m
masa sto
%  =  x 100
m
masa scn
(gSTO/100gAGUA)
a TX
En una
Disolución: C1.V1= C2.V2
Neutralización: EqA= EqB
NA.VA= NB.VB
Porcentajes
Unidades
Físicas
DISOLUCIÓN
m
masa sto
%  =  x 100
v
volumen scn
v
volumen sto
%  =  x 100
v
volumen scn
(MEZCLA HOMOGENEA)
g
n ºn
moles
.......... .  
Molaridad MM =V
( l ) (L)
V
Vscn
Que se describe por su
g
Se expresan en
P 
 n º moles 
SCN
scn
CONCENTRACIÓN
STO
M
CONCENTRACIÓN
M 
i

ni 
ni
nT
masa
PM
ni=nº moles i
nT=nº moles totales
nT=ni y Xi=1
N 
PM
V scn ( l )
Normalidad
Fracción molar
n º moles
g STO
PM
g STO
Unidades Químicas
X
SCN
n º EQ
n º EQ 
g STO

PM V scn ( l )
masa
PEQ
V SCN ( l )
PEQ 
PM
W
W: nº H+ ácidos nº OH- bases nº aniones*valencia Para las sales
molalidadm 
n º moles
masa
STE
( Kg )
Un ejemplo hipotético
¿Cuáles son los problemas que se nos pueden presentar?
Soluto
Solvente
Tres moles de soluto
Volumen de solvente = 500ml
Podemos
necesitar saber como preparar
una solución con una
g
Masa molecularespecífica
(Ar) = 5
Densidad de solvente = 1,09g/ml
concentración
mol
Masa del soluto = moles de soluto x Ar
g
Como
preparar
Masa
del soluto
= 3 mol
x 5 solución
= 15g a
Xuna
mol
X
Masa de solvente =
Densidad de solvente x Volumen de solvente
partir de otra mas concentrada
Masa ste = 1,09g/ml
X x 500ml
X =
545 g de solvente
Como calcular el numero de moles de un reactivo que
Experimentalmente
tiene una DENSIDAD
de solución
= 1,115g/ml
reacciona ensesolución
para cálculos
estequiométricos
MASA de solución = MASA de soluto + MASA del solvente
+
545de
g gas desprendido
= 560 g de solución
Podemos necesitar saber 15g
el volumen
en
una reacción mediante cálculos estequiométricos
DENSIDAD de solución = MASA de solución/VOLUMEN de solución
VOLUMEN de 1,115g/ml
solución =
560 g de solución / VOLUMEN
1,115g/ml
de solución
Veamos ejemplos significativos…….
VOLUMEN de solución = 502,2ml
ejemplo
1.-Un
Se disuelven
20 práctico
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.
Se tiene unos 20 gramos de soluto
De una sustancia que posee una masa molecular (Ar) = 23+16+1= 40g/mol
a) Conociendo que la expresión analítica para %m/m es
Y se tienen 560g de agua
%m/m =
Masa soluto M(sto)
x 100
Masa solucion M(scn)
Sustituimos M(sto) = 20g
Sustituimos M(scn) = M(ste) + M(sto)
560g + 20g(sto) = 580g scn
20g
b) Observamos que m =
0,5nmol
%m/m =
x 100 =
%m/m
= 0,89 m
580g scn
M(ste)Kg
0,560
Kg
Moles de sto = 20g/40g/mol = 0,5 mol
Y la masa del solvente en Kg = 0,560 Kg
%m/m =
3,45%
3,45%
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
M= A
nA = Cantidad de soluto expresada en moles (mol).
VAB
VAB = Volumen de la disolución expresada en litros (L).
¿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:
Se tienen 348g de soluto que es NaCl,
nA = 6 mol
VAB = Volumen de la disolución expresada en litros (L) = 2L
Paso 2. Seleccionar la fórmula que relaciona los datos
conocidos con la incógnita.
Paso 3. Remplazar
losladatos
en lade
fórmula
escogidaen
y resolver.
Para calcular
cantidad
una sustancia
moles, se
n
6 mol
utiliza lade
siguiente
fórmula: nen
masa / AM
A =moles
nA = Cantidad
soluto expresada
M= A =
= 3M
VAB
2L
Cálculo
348 g de la masa molar del cloruro de sodio ( NaCl ) :
nA =
= 5,95mol aprox = 6 mol
1 58,5g/mol
átomo de sodio ( Na ) → 1 . 23 g/mol
1 átomo de cloro ( Cl ) → 1 . 35,5 g/mol
AM NaCl =23 g/mol + 35,5 g/mol = 58,5 g/mol
Un mol de NaCl, tiene una masa = 58,5 g/mol
Ejemplo de Fracción molar (X)
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:
Fracción molar del soluto:
nA
XA = 
n A + nB
Donde:
XA = Es la fracción molar del soluto sin unidades (adimensional).
nA = Cantidad de sustancia del soluto expresada en mol.
nA + nB = Cantidad de sustancia total de la disolución expresada en mol.
Un estudiante prepara una disolución acuosa de nitrato de potasio (KNO3) 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 KNO3
Disolvente = 100 g de H2O
Paso 2. Seleccionar las fórmulas, remplazar y resolver.
Es necesario conocer la masa molar de cada compuesto (Ar)
AH2O = 18g/mol
AKNO = 101g/mol
3
se calcula la cantidad de sustancia de cada componente
expresada en mol nH O= 5,56 mol
nKNO = 0,30 mol
2
Paso 3. Se sustituye para
Cada componente
3
ntotales = 5,56 mol + 0,30 mol = 5,86 mol
nA
5,56
XA = 
nA + nB = =
5,86 0,95
nB
0,30
XB = 
nA + nB = =
5,86 0,05
0,95 + 0,05 = 1
Ejemplo de Normalidad “N”
Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de
solución.
Equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que
Eq-g soluto
reaccionaría con 1,008 gramos de hidrógeno, es decir,
N = 
V
con un átomo-gramo de este elemento.
REGLAS PARA DETERMINAR LA MASA EQUIVALENTE (Meq)
Para un elemento químico
Masa atómica (Aa)
Meq = 
valencia
Para determinar la masa equivalente de un elemento se
debe conocer la masa atómica (Aa) y su respectiva
capacidad de combinación, es decir, su valencia (Val).
Para un compuesto químico Para determinar la masa equivalente de un compuesto se
debe conocer la masa molecular (AM) y un parámetro 
Masa molecular (AM)
Meq =  numérico que depende de cada especie química que
Parámetro 
participa en una reacción especifica.
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
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:
Se cumple:
donde:
aA + bB

cC + dD
# Eq-g(A) = # Eq-g(B) = # Eq-g(C) = # Eq-g(D)
W(sust)
Eq-g(sust) =  = nºEq
Meq(sust)
W(sust)= masa de la sustancia
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= ?
Cálculos
Fórmulas
Eq-g soluto
W(sust)
N =  y Eq-g(soluto) =  = nºEq
Meq(sust)
V
0,02 Eq-g
0,74 g
Eq-g(soluto) =  = nºEq = 0,02 Eq-g N = = 0,04 N
37 g/eq
0,5L
Respuesta ∴ la N es de 0.04 Normal
DILUCIÓN
PROPIEDADES
COLIGATIVAS
Son aquellas que dependen del número de
partículas moléculas, átomos o iones
Ejemplo
disueltas en una cantidad fija de solvente.
Algunas estrategias:
0,25
L de una solución
contienese75calculan
g de NaCl
por litro.de la densidad y del porcentaje
La molaridad
y la normalidad
partiendo
a)
¿A qué PROPIEDADES
volumen
se debe
diluir
para
obtener diluidas
unaSon
solución
de concentración
15 g es
de composición
de una
solución.
En
soluciones
la densidad
CONSTITUTIVAS:
aquellas
quede la solución
NaCldependen
por litro?,
muydesemejante
a ladedensidad
del disolvente
puro. disueltas.
Para calcular la molalidad y
la naturaleza
de las partículas
b)
b) ¿qué
cantidad
agua se necesita
para
este propósito?
fracción
molar
solo esde
necesario
conocer
el porcentaje
de composición
Ejemplo:
viscosidad,
densidad,
conductividad
eléctrica, de la solución.
etc. con Formula:
En a)laDatos:
práctica
frecuencia
se usan =Cálculos:
soluciones
de concentración
Volumen1
x Concentración1
Volumen2 concentradas
x Concentración2
conocida
partir
V1 =para
0,25preparar
L V1 *a C1
= V2de* ellas
C2 soluciones diluidas.
C1 = 75g/L
* C1 = V2 * C2
V1 *V1
C1
0,25de
L *soluto
75g/Lpermanece constante. Por
Cuando
se
diluye
una
solución,
la
V2 = ?
V2 = 1,25 L
V2 =  cantidad
V2 total
= 
= 1,25 L
C2
15g/L
ELECTROLITOS:
son aquellos
esta razón,
dos soluciones
de concentraciones
diferentesdonde
pero queelcontengan las
C2 = NO
15g/L
mismas cantidades
están relacionadas
por la siguiente
expresión:
soluto de soluto,
disuelto
permanece
en forma
molecular sin carga y no presenta tendencia a
Formula:
la disociación.
V1 = 0,25 L Volumen inicial + volumen añadido = volumen final
b) Datos:
V2 = 1,25 L
V1 + Va = V2  Va = V2 – V1
ELECTROLITOS: son aquellos
elL = 1 L
Cálculos: en
Va = el
1,25que
L – 0,25
soluto se disocia en mayor o menor
proporción en iones, incrementando así el
numero de partículas en solución.
Propiedades coligativas
La presión de vapor de una solución es
proporcional
la fracción molar
del solvente
Presión deavapor
disolvente
puro
disolución
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
Si se añade mas soluto > concentración
A medida que se añade mas material disminuye la presión en la fase de vapor.
Gráfica delacalentamiento
del agua
y
Por ello se dice proporcional
la fracción molar
del solvente
que
FUENTE:
el agua salada.
va disminuyendo
a
medida que se le añade mas soluto, Xsto + Xste = 1
http://www.ehu.es/biomoleculas/agua/coligativas.htm
…………………………………………………………………………………….recuerde:
Si X es la fracción de disolvente entonces:
Curvas de ascenso del punto de ebullición de
una disolución con respecto a la temperatura
y alEl
punto
de ebullición
del solvente
puro. ∆Te ( en relación
El punto
de ebullición
de un
incremento
en el punto
de ebullición,
al punto
de ebullición
es de
la partículas
temperatura
del disolvente puro), es directamente proporcional líquido
al número
de a la
Yasoluto
que lapor
presión
de disolvente.
vapor disminuye..
Se
cual la presión de vapor se
mol de
(proporcional
a la molalidad)
debe calentar mas para que se igualen las
iguala a la presión aplicada en
presiones y la solución comience a hervir.
∆Te = Ke.m su superficie.
P=XP°
A partir de la LEY DE RAOULT
P=XPº
∆P = Xsto.Pº
Y sabemos
Xsto = 1, de donde X = 1 - Xsto y
Tenemosque
porXlo+tanto:
Sustituimos el valor de X
Resolviendo paréntesis:
Santiago Vergara
P = X.Pº
P = (1 – Xsto).Pº
P = Pº
Para el agua pura
Ke –= Xsto.Pº
0,52ºC/m
∆Te = Ke.m
Multiplicando ambos lados de la ecuación por -1 y pasando Pº al primer miembro
Pº similar
– P = Xsto.Pº
como Pº
P es ∆P
Situación
se presenta respecto
al –punto
de congelación.
Podemos
igualar
ambas ecuaciones
al final….
∆P = Xsto.Pº
En este caso,
la solución
presenta uny punto
de congelación
más bajo que el solvente puro
Donde Kc = constante crioscópica
Tenemos por lo tanto:
y
Kc para el agua pura = 1,86°C/m
∆Tc = Ke.m
∆P = Xsto.Pº
P = X.Pº
Para la variación de la presión de vapor y la presión de vapor de la disolución
Número de moles sto
Si
tenéis
presente
que
m
=

Y como la variación de la temperatura
de disolvente
ebullición de
Masa de
en la
Kgdisolución esta dada por:
∆Te = Ke.m
Podéis relacionar estas propiedades con masas molares
Donde Ke es la constante ebulloscopia
Recordad ejercicios
para una de
solucion
determinación
1 molal, propia
para formulas
para cadamoleculares
solvente
Para el agua pura es: 0,52ºC/m
Así que para disoluciones acuosas tenemos:
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,
ósmosis
La Presión fenómeno
osmóticaconocido
 ,es lacomo
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
0,082 L.atm
R = 
 = 
V
Mol.K
n
Observad que  Es lo mismo que molaridad si V se expresa en litros  = M.R.T
V
Explicación del factor i
Hay sustancias que al disolverse permanecen intactas sin disociarse como el azúcar
y
En cambio otras, pueden disociarse en sus iones, ya sea total o parcialmente
∆P = Xsto.Pº
P = X.Pº
Ellas son ELECTROLITOS
NaClm
se disocia TOTALMENTE en Cl y Na (Electrolito fuerte)
∆Te = ElKe.
El AgCl es insoluble y muy poca cantidad se disocia en solución (Electrolito débil)
∆P = Xsto.Pº.i y P = X.Pº.i
Llamamos
ni al numero
∆Tc
= Ke.
m de iones que produce una sustancia al disociarse
Llamamos  al grado de disociación de una sustancia (de 0 a 1)
∆Te =NaCl
Ke.
m+.iCl ni = 2 = 1
 Na
Ejemplos
 = M.R.T 1- Se convierten,
i = 1- + 2
+
mas generalmente
en….
AgCl  Ag + Cl ni = 2  « 1
∆Tc =1-Ke.
 m+.i

En general: i = 1- + ni 
-
Ejemplos
NaCl 
+
Cl-
-
+
-

= M.R.T.i
Se disocia completamente,  = 1, ni = 2, entonces i = 1-1+2.1 = 2
C12H22O11  C12H22O11
Na+
+
+
No se disocia,  = 0, ni = 1, entonces i = 1-0+1.0 = 1
disocia
completamente,
 = 1, ni =de
3, entonces
i = 1-1+3.1 = 3
Donde
i es
el factor
de corrección
Van`t Hoff
CaCl2  Ca2+
+ 2Cl- Se
CH2O2  H+ + HCO2- Se disocia parcialmente,  = 1
, ni = 2, entonces i = 1-+2.1 =
Santiago Vergara
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