SOLUCIONES

SOLUCIONES

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales.

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.
Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

    soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. 

El solvente es aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.(Ver: El agua como solvente).

 En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una disolución  se utiliza una magnitud denominada concentración. 

las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente 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 solvente 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.  

Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

A continuacion se presenta un video , en  el cual podras ver lo dicho anteriormente

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de solución)

b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de solución)

c) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también sistemas con unidades químicas, como son:

a) Fracción molar

b) Molaridad M = (número de moles de soluto) / (1 litro de solución)

c) Molalidad m = (número de moles de soluto) / (1 kilo de solvente)

a) Fracción molar (Xi):  se define como la relación entre los moles de un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles totales presentes en la solución.

b) Molaridad (M):  Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene cuatro moles de soluto por litro de solución.

c) Molalidad

En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de disolvente (m)

Solubilidad

En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en un líquido.

Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar tiene un límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una solución está dejará de solubilizarse, llamándose a esta solución saturada.

Concepto

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia) que se puede disolver en 100 gramos (g). de disolvente a una temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad de disolvente.

Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.

Factores que determinan la solubilidad

Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo mismo con la presión.

Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la solubilidad no se ve afectada por la presión.

Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la solubilidad disminuye con la elevación de temperatura. La presión no afecta a la solubilidad en este caso.

Unidades de medida

Puesto que la solubilidad es la máxima concentración que puede alcanzar un soluto, se medirá en las mismas unidades que la concentración.

Es habitual medirla en gramos de soluto por litro de disolución (g/l) o en gramos de soluto por cada 100 cc de disolución (%).

Aunque la unidad de medida se parezca a la de la densidad, no es una medida de densidad. En la densidad, masa y volumen se refieren al mismo cuerpo. En la solubilidad, la masa es de soluto y el volumen es de la disolución, de la mezcla de soluto y disolvente.

 Por ultimo observa este otro video para mejor comprension del tema

GASES

Gases

 Estado de agregación de la materia en el cual, bajo ciertas condiciones de temperatura y presión, sus moléculas interaccionan sólo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su alta energía cinética) . Los gases son fluidos altamente compresibles, que experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la temperatura.

 Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy separadas unas de otras, explicando así las propiedades:

·         Las moléculas de un gas se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven las moléculas.

·         Los gases ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene.

·         Los gases no tienen forma definida, adoptando la de los recipientes que las contiene.

·         Pueden comprimirse fácilmente, debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras.

A temperatura y presión ambientales los gases pueden ser elementos como el hidrógeno, el oxígeno el nitrógeno el cloro el flúor y los gases nobles, compuestos como el dióxido de carbono o el propano, o mezclas como el aire.

Los vapores y el plasma comparten propiedades con los gases y pueden formar mezclas homogéneas , por ejemplo vapor de agua y aire, en conjunto son conocidos como cuerpos gaseosos, estado gaseoso o fase gaseosa.

Leyes

Ley de charles

Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.

En esta ley, Jacques Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.

A continuación se presentara un vídeo explicando lo anterior

Ley de Boyle

Relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión:

PV:k

dónde  K  es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.

Cuando aumenta la presión, el volumen baja, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante  para poder hacer uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación

A continuación se presentara un video de un experimento  explicando lo anterior

Ley de gay lussac

Dice: al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta si la presión se mantiene constante Si el volumen de una cierta cantidad de gas a presión moderada se mantiene constante, el cociente entre presión y temperatura (Kelvin) permanece constante

A continuación se presentara un video donde explica claramente lo anterior es decir que al ser constante la presión es constante la temperatura y al cambia la temperatura cambia la presión en este caso la lata de gaseosa que es nuestro elemento utilizado para el experimento.

 A continuación observa el siguiente vídeo para mejor comprensión 

ESTEQUIOMETRIA

ESTEQUIOMETRIA

Es la encargada de hacer cálculos matemáticos a partir de ecuaciones químicas balanceadas, una ecuación química balanceada permite averiguar las cantidades de reactantes  que se requieren para formar cierta cantidad de producto. Se basa en las leyes cuantitativas de la combinación química o leyes ponderales.

El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremías Benjamín Richter (1762-1807), y en 1792, describió la estequiometria de la siguiente manera:

  

«La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)».

  

Leyes ponderables

  

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier).

La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él.

La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

Esta ley se considera enunciada por lavoisier, era utilizada como hipótesis de trabajo por los químicos anteriores a él se debe a su confirmación y generalización.

Ley de las proporciones definidas (o de Proust).

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).

Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.

Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).

Los pesos de diferentes elementos que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, dan la relación de pesos de estos Elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

Ley de los volúmenes de combinación (0 de Gay- lussac).  

  

Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen en que los gases se combinan.

En cualquier reacción química los volúmenes de todas las substancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos.

Reacción química

  Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

Cálculos estequimoetricos

  

Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias, dichas relaciones se indican por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes de las ecuaciones balanceadas. Estos requieren una unidad química que relacione los pesos de los reactantes con los pesos de los productos (mol).

A continuacion se presenta un video en donde se explica que la estequiometria es muy importante para que la aprendamos ya que es importante en la realización de laboratorios .Se explican las proporciones y ademas se explican brevemente los calculos que son de mol a mol,mol a masa, masa a masa y reactivo al limite.

EJERCICIOS

 1¿Al hacer reaccionar 10 gramos de dioxido de sulfuro del 75 % con 50 gramos de trioxido di hierro al 50 %, produciendo tan solo 80%de pureza del disulfuro  de hierro.Determine el reactivo limite, la cantidad de gramos sobrantes y la pureza de los reactivos y la cantidad de pureza de los productos?.

Fe2O3 2(55.84*2)+(16*3) =319,36 gr	SO2 8(32,06 +16*2) = 512,48 gr	FeS2 4(55,84+32,06*2) =479,84 gr		O2 11(16*2) =352 gr
50 gr Fe2O3 Del 50 %	75 gr del SO2 del    10%	80 % de pureza FeS2		xxxxxxxxxxxxxxx
DESARROLLO DEL PROBLEMA
Se establece la pureza del reactivo Fe2O3 A partir del porcentaje y los gramos X% = (50% * 50 gr Fe2O3 )/100%= 25gr Fe2O3			Se establece la pureza del reactivo SO2a  partir del porcentaje y los gramos X% = (10% * 75 gr SO2)/100%= 7,5gr SO2
CALCULO DEL REACTIVO AL LIMITE
Calculo del reactivo B a partir del reactivo A= (25gr Fe2O3* 512,48 gr SO2)/319,36gr Fe2O3 resultados de proporción=40,117 gr SO2			Calculo del reactivo A a partir del reactivo B= (7,5gr SO2 * 319,36 gr Fe2O3 )/512,48gr SO2 resultados de proporción=4,673gr Fe2O3
Comparación de Valores En Gramos De Cada Reactivo
Lo Real:25 gr Fe2O3 Lo Teórico: 4.673 gr Fe2O3			Lo Real:7.5 gr SO2 Lo Teórico:40.117 gr SO2
Al iniciar la reacción existen  25 gr Fe2O3.Pero se requieren 4.673 gr Fe2O3 para que reaccione con 7.5 gr SO2.  Entonces no alcanza la cantidad de gramos.			Al iniciar la reacción existe 7.5 gr SO2.Pero se requiere 40.117 gr SO2 para que reaccione con 25 gr Fe2O3. Entonces no alcanza la cantidad de gramos.
Gr. Sobrantes de Fe2O3 25 gr – 4.673 gr= 20.27 gr Rt. En moles: (20.327 gr * 2 n) /319.36= 0.12n			Reactivo al limite es el SO2 con 7.5 gr Rt. En moles : ( 7.5 gr SO2 * 8n)/512.18 gr=0.11n
A partir Del Reactivo Limite se calculan los productos
Producto A: XgrFeS2 : (7.5 gr SO2 *479.84 gr FeS2 ) 512.18gr SO2 =7.02 gr FeS2			Producto B: Xgr O2 : (7.5 gr SO2 * 357 gr O2 ) 512.78gr SO2                  =5.22 grO2
Se Establece El Porcentaje De Pureza
Pureza del producto A: XgrFeS2:(7.02grFeS2*80%)/100% =5.616gr FeS2			Pureza del producto B se calcula en función de la pureza del producto A: XgrO2 : (5.616 grFeS2 * 352 grO2)   479.84 grFeS2 =4.119 gr O2

 SOLUCION ARGUMENTATIVA DEL PROBLEMA PROBLEMA

Al reaccionar 10 gramos de dióxido de sulfuro del 75% con 50 gr se establece una pureza de 25 gr de fe2O3 y de 7,5 del so2 para luego hallar el reactivo al límite que sería el dióxido sulfúrico y con el reactivo al límite que sería el dióxido sulfúrico y con el 80% de pureza del sulfuro de hierro obtenemos que la fuerza del producto a es 5,616 gr y el producto b con 4,119 gr de pureza.

·¿Cuantos ramos de hierro se pueden obtener con 0.5 gramos de óxido de carbono del 88% de pureza, si la eficiencia de la reacción es del 95%?

Fe2O3 1(55.84*2)+(16*3) =319,36 gr	CO  3(12.011 +16) = 60.011 gr		Fe 2 *55.84 =111.68 gr		CO2 3(12.011+16*2) =68.033 gr
xxxxxxxxxxxxxxxxxx	0.5 gr del CO  del   85% de pureza		Cuantos gramos Fe		xxxxxxxxxxxxxxx
Se establece la pureza del reactivo CO A partir del porcentaje y los gramos X% = (85% *0.5 grCO )/100%= 0.425grCO				Cantidad  del reactivo B Xgr Fe2O3  = (319,36grFe2O3*0.425grCO) 60.011 gr CO = 2.40 grFe2O3
Calculo De La Eficiencia
Se halla la cantidad de gramos del producto a partir de la proporción del reactivo puro.		Proporcion en gramos de Fe wgrFe: (0.42 grCO*111.68 grFe) 60.011 gr CO Resultado de proporción=0.78gr Fe
Caulcular la eficiencia 95% del Fe		Eficiencia en gramos de Fe xgrFe=(0.78gr Fe *95%)/100% Resultado :0.741 gr Fe
Eficiencia de CO2 a partir de Fe		Ygr CO2 = (68.033 gr CO2* 0.741 gr Fe) 111.68 grFe Resultado de la eficiencia :0.45 gr CO2

 SOLUCION ARGUMENTATIVA DEL PROBLEMA PROBLEMA

Al reaccionar 0.5 gramos de monóxido de carbono del 88%  se establece la pureza 0.425 gramos de CO y se halla el reactivo del trióxido di hierro que es de 2.40 gramos realizando después el cálculo de la eficiencia para hallar la cantidad de gramos del producto a partir del reactivo puro dándonos como resultado 0.78 gramos de hierro y luego se realiza el cálculo de la eficiencia con un porcentaje de 95% para hallar la eficiencia del hierro que es 0.741 gr y a partir de este valor poder llegar a encontrar los gramos de dióxido de carbono que es 0.45 gramos.

·¿Cuantos ramos de hierro se pueden obtener con 0.5 gramos de óxido de carbono del 88% de pureza, si la eficiencia de la reacción es del 95%?

Fe2O3 1(55.84*2)+(16*3) =319,36 gr	CO  3(12.011 +16) = 60.011 gr		Fe 2 *55.84 =111.68 gr		CO2 3(12.011+16*2) =68.033 gr
xxxxxxxxxxxxxxxxxx	0.5 gr del CO  del   85% de pureza		Cuantos gramos Fe		xxxxxxxxxxxxxxx
Se establece la pureza del reactivo CO A partir del porcentaje y los gramos X% = (85% *0.5 grCO )/100%= 0.425grCO				Cantidad  del reactivo B Xgr Fe2O3  = (319,36grFe2O3*0.425grCO) 60.011 gr CO = 2.40 grFe2O3
Calculo De La Eficiencia
Se halla la cantidad de gramos del producto a partir de la proporción del reactivo puro.		Proporcion en gramos de Fe wgrFe: (0.42 grCO*111.68 grFe) 60.011 gr CO Resultado de proporción=0.78gr Fe
Caulcular la eficiencia 95% del Fe		Eficiencia en gramos de Fe xgrFe=(0.78gr Fe *95%)/100% Resultado :0.741 gr Fe
Eficiencia de CO2 a partir de Fe		Ygr CO2 = (68.033 gr CO2* 0.741 gr Fe) 111.68 grFe Resultado de la eficiencia :0.45 gr CO2

 SOLUCIÓN ARGUMENTATIVA DEL PROBLEMA PROBLEMA

Al reaccionar 0.5 gramos de monóxido de carbono del 88%  se establece la pureza 0.425 gramos de CO y se halla el reactivo del trióxido di hierro que es de 2.40 gramos realizando después el cálculo de la eficiencia para hallar la cantidad de gramos del producto a partir del reactivo puro dándonos como resultado 0.78 gramos de hierro y luego se realiza el cálculo de la eficiencia con un porcentaje de 95% para hallar la eficiencia del hierro que es 0.741 gr y a partir de este valor poder llegar a encontrar los gramos de dióxido de carbono que es 0.45 gramos.