Unidad v

UNIDAD V

ESTEQUIOMETRIA

DEFINICIÓN. La estequiometria se refiere a las relaciones cuantitativas de las

combinaciones Químicas, determinadas a partir de una fórmula de un compuesto o a partir

de una ecuación Química balanceada.

Primero se verá Peso Atómico y Peso Fórmula o Molecular para calcular las cantidades

equivalente de fórmulas Químicas luego se utilizará los coeficientes en ecuaciones

Químicas balanceadas para realizar cálculos estequimétricos que comprende la relación

masa o peso a partir de la ecuación balanceada.

Porcentaje de composición de los compuestos: El porcentaje se define como partes por

ciento o una fracción de cien, por ejemplo si un compuesto contiene 15gr de Oxígeno en

100gr del compuesto, la sustancia contiene 15% de Oxígeno por masa. En general, el

porcentaje significa masa si no se especifica otras unidades, como porcentaje de volumen,

cualquier tipo de unidad de masa puede utilizarse para calcular porcentaje de composición

de un compuesto se puede utilizar unidades relativas de masa atómica (u.m.a) u otras

unidades de masa como gramos.

Peso fórmula. Es igual a una suma de números, cada una de las cuales es el producto del

peso atómico de uno de los elementos que forman el compuesto por el número de átomos

de tal elemento indicado en la fórmula y puede venir dada en unidades gramo por peso-

fórmula o se utiliza las unidades relativas (u.m.a).

Ejercios de aplicación:

1. Calcular el peso fórmula y el porcentaje de Hidrógeno y oxígeno en el agua (H2O).

H--- Peso atomico es (1 u.m.a X 2) + O--- (16 u.m.a X 1) = 18 u.m.a que sería el

peso fórmula del agua.

Y podemos decir 1mol H2O hay 18 u.m.a o 18 gr de H2O

Ahora se determina el % de H y O presentes en la molécula del Agua (H2O)

% H = 2.0 u.m.a X 100% = 11% H

18 u.m.a

% O = 16.0 u.m.a X 100% = 89% O

18 u.m.a 100%

Mol o Mole.Es una unidad colectiva con el fin de buscar una mayor facilidad cuando

tenemos que trabajar con números demasiado grandes. Se define ―cantidad en gramos

2

de una sustancia que contiene el mismo número de partículas que los átomos

contenidos en 12 gramos de carbono‖. Se tomara esta base (C-12) porque ―el peso

atómico de cualquier elemento es numéricamente igual al peso de un mol del

elemento‖ ejemplo el peso atómico del Azufre es 32.064 u.m.a, y el peso de un mol de

Azufre es 32.064gr.

El número de átomos y moléculas que se encuentran en una mol de cualquier elemento

o compuesto, se determinó experimentalmente y se conoce como ―Número de

AVOGADRO‖ y equivale a 6.023X1023

por lo tanto en una mol hay 6.023 X 1023

átomos o moléculas.

N0 = 6.023 X 1023

átomos/mol

Para determinar el mol o moléculas gramos de un compuesto se utiliza solo el peso

atómico.

Mol o molécula gramo. Es el peso molecular de un compuesto expresado en gramos

sobre mol (gr/mol).

Ejercicio de aplicación. Determinar el mol o molécula gramo del H2O

H = 1 X 2 = 2

O = 16 X 1= 16

Mol = 18gr/mol de H2O

Mol – Libra.Es el peso molecular de un compuesto expresado en libras sobre mol.

Ejercicio de aplicación. Determinar el mol libra del H2O.

H = 1 X 2 = 2

O = 16 X 1= 16

Mol = 18Libras/mol de H2O

Mol – Kilogramo. Es el peso molecular de un compuesto expresado en Kilogramos

sobre Mol.

Ejercicio de Aplicación: Determinar la Mol-Kilogramo de H2O.

H = 1 X 2 = 2

O = 16 X 1= 16

Mol = 18Kilogramos/mol de H2O

CALCULOS BASADOS EN ECUACIONES BALANCEADAS

Ecuación Química. Es la representación por medio de símbolos y de fórmulas de cada una

de las sustancias que intervienen en una reacción.

Reacción Química. Es la interacción de dos o más sustancias para formar otra u otras con

características diferentes a las iniciales.

3

Elementos de una reacción Química. En toda reacción Química existen dos partes. Los

Reactantes y los Resultantes o Productos.

Los Reactantes. Son sustancias que intervienen en la reacción, constituyen el primer

miembro de la ecuación y se lo ubica a la izquierda del signo igual, de la fecha de una

dirección o de la flecha de doble dirección.

Los resultantes o Productos.Son los productos que forman de la unión de dos sustancias,

y se colocan a la derecha del signo igual, de la flecha de una dirección o de la flecha de

doble dirección.

Ejemplo: Reactantes Reacción Química Producto o resultante

Transformación

HCl + KOH = H2O + KCl

Reactantes Resultantes

CLASIFICACIÓN DE LAS REACIONES QUIMICAS

Para la clasificación de las Reacciones Químicas hay que tomar en cuenta lo siguiente:

1.Se escribe correctamente la fórmula para los reaccionantes.

2. Clasificar el tipo de Reacción y sus Productos.

3. Escribir correctamente las fórmulas de los Productos.

4.Ajustar o balancear la Ecuación.

Cumplido estos requisitos las Reacciones Químicas se clasifican de la siguiente manera:

1. Reacción de Combinación. Es la unión de dos o más sustancias simples o compuestas

para formar una tercera distinta a las que se unieron, hay varios tipos de reacciones de

combinación y son las siguientes:

1.- Metal + No Metal = Compuesto binario (óxidos, sulfuros, haluros, etc.)

Ejemplo: 4Al(S) + 3O2 (g) = 2Al2O3 (S)

2.- No Metal + Oxígeno = Anhidrido

Ejemplo: 2C (g) + O2 (g) T0

= 2CO (g)

4

3.- Oxido de Metal + H2O = Hidróxido de Metal (base)

Ejemplo: CaO (g) + H2O (l) = Ca (OH)2 (ac)

4.- Anhidrido + Agua = Oxácido

Ejemplo: SO2 (g) + H2O (l) = H2SO3 (ac).

5.- Oxido de Metal + Anhidrido = Sal

Ejemplo: CaO (g) + SO2 (g) = CaSO3 (s)

2. Reacciones de Descomposición. Son aquellas reacciones Químicas en las cuales de una

sustancia compuesta por la acción de diferentes factores como luz, calor, electricidad etc.

Pueden descomponerse en dos o más sustancias simples, las hay de varios tipos y se

considerará las siguientes:

1.- Hidratos. Cuando se calientan se descomponen para dar lugar agua y sal anhídrido.

Ejemplo: CaCO3 + Calor = CaO + CO2

2. Cloratos. Cuando se calienta se descompone dando cloruros más Oxígeno.

Ejemplo: 2KClO3 + calor =2 K Cl + 3O2

3. Óxidos de Metales. Muy pocos metales se descomponen al calentar dando lugar al

metal libre y el oxígeno.

Ejemplo: 2HgO (s) + Calor = 2Hg (l) + O2 (g)

4. Carbonatos. Se descomponen al calentarlos dando óxidos y CO2.

Ejemplo: CaCO3 + calor = CaO (s) + CO2 (g)

5. Bicarbonatos. Se calientan y se descomponen para formar un ácido más agua y CO2.

Ejemplo: Ca (HCO3) (s) + calor = CaO (s) + H2O (g) + 2CO2

5

6. Agua. Se descompone en H y O por medio de corriente eléctrica.

Ejemplo: 2H2O (g) + corriente eléctrica = 2H2 (g) + O2 (g)

3.- Reacción de Desplazamiento. Llamadas también de simple sustitución son aquellas en

las que existe un remplazo de uno o más átomos reactantes por otro, o cuando un metal

remplaza a otro ión metálico en una solución, para realizar esto el metal libre debe ser más

activo que el metal que está en solución. Los metales pueden ser ordenados en series

llamadas Series Electromotivaso series de actividad. Veremos que el Hidrógeno está

incluido aunque no es un metal. Y cuando se utiliza esta serie cualquier metal libre

colocado en la parte alta en la lista de desplazamiento de la solución a cualquier metal que

esté en una posición más baja. Además cualquier metal situado por encima del Hidrógeno

en la serie de actividad desplazará al hidrógeno en un ácido.

Series Electromotivas

Li

K

Ba

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Cd

Ni

Sn

Pb

H

Cu

Hg

Ag

Au

Ejemplo: Fe (s) + CuSO4 (ac) = FeSO4 (ac) + Cu (s)

6

Para los halógenos la serie será: F – Cl- Br – I. Así el cloro libre desplazará al bromo de un

compuesto y así sucesivamente en consecuencia la actividad de los no metales es la

habilidad de ganar electrones y formar iones negativos mientras que la actividad de los

metales está relacionada con su tendencia de perder electrones para formar iones

positivos.

Ejemplo: Cl2 (g) + 2NaBr (ac) = 2NaCl (ac) + Br2 (ac)

4.- Reacciones de Metátesis o de doble Desplazamiento.Son aquellas reacciones en las

cuales dos sustancias al reaccionar entre sí intercambian sus elementos obteniéndose

compuestos Químicamente análogos o reaccionan dos compuestos para dar dos nuevos

compuestos. Y en muchas de las reacciones forman sustancias insolubles al intercambiar

sus iones los iones positivos intercambian compañeros con los iones negativos para formar

nuevos compuestos. Así tenemos las siguientes clases:

1. Solubles. Compuestos de los metales IA, Compuestos de NH4+

, nitratos, acetatos,

cloruros excepto el AgCl, PbCl2, H2Cl2 y la mayoría de sulfatos excepto los sulfatos de

Ca2+

, Ba2+

, y el Pb2+

.

2. Insolubles. Óxidos, hidróxidos, carbonatos, fosfatos, excepto para aquellos metales del

grupo IA y el amonio, sulfuros excepto aquellos del IA y elementos del IIA y el amonio.

Ejemplo: AgNO3 (ac) + HCl (ac) = AgCl (s) + HNO3 (ac)

5.- Reacciones de Neutralización.En una reacción de Neutralización un ácido u un óxido

ácido reaccionan con una base u óxido básico. En la reacción se forma sal y en la mayoría

de los casos se forma agua. Se considerará los siguientes tipos de reacciones de

Neutralización:

1. Acido + Base = Agua + Sal

Ejemplo:HCl (ac) + NaOH (ac) = H2O (l) + NaCl (ac)

2. Oxido de Metal + Acido Hidrácido

Ejemplo: CaO (s) + 2HCl (ac) = H2O (l) + CaCl2 (ac)

7

3. Anhidrido + Base = Sal + Agua

Ejemplo: SO2 (g) + 2NaOH (ac) = H2O (l) + Na2SO3 (ac)

4. Oxido Básico + Anhidrido = Sal

Ejemplo: MgO (s) + SO3 (g) = MgSO4 (s)

5. Amoniaco + Acido = Sal Amoniacal

Ejemplo: NH3 (g) + HCl (g) = NH4Cl (s)

FACTORES QUE MODIFICAN LAS REACCIONES QUIMICAS

Toda reacción Química reviste un proceso de transformación de materia, este cambio

puede ocurrir normalmente, pero puede haber modificaciones debido a determinados

factores entre los cuales tenemos los siguientes:

1. Naturaleza y estado de los reactantes

2. Temperatura y Presión

3. Concentración de Reactantes

4. Utilización de Catalizadores

OXIDACIÓN - REDUCCION O IGUALACIÓN DE ECUACIONES

Reacción Redox.-Es el aumento y disminución simultanea de valencia de uno o más

átomos. Redox es la abreviatura de Reducción y Oxidación.

Escala de Oxidación y Reducción.-Es una representación ordenada de números en orden

ascendente y descendente, que permite extraer los conceptos de Oxidación y Reducción.

Esta Escala es la siguiente:

OXIDACION

7- 6- 5- 4- 3- 2- 1- 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

REDUCCION

8

De acuerdo con la Escala anterior todo cambio de valencia que va de Izquierda a Derecha

se llama Oxidación, y en sentido contrario o sea de Derecha a Izquierda se llama

Reducción.

Oxidación.- Es el aumento de Valencia. Así por ejemplo en la escala anterior de -7 a +7

hay un aumento de valencia en 14; en la misma Escala de -7 a +2 hay un aumento de

valencia en 9 etc.

Reducción.-Es la disminución o pérdida de valencia. Así por ejemplo, en la Escala

anterior de +7 a -7 hay una disminución de valencia en 14; en la misma Escala de +5 a -3

hay disminución de valencia en 8 etc.

METODOS DE IGULACIONES DE ECUACIONES REDOX

Existen varios métodos entre las cuales tenemos las siguientes:

1. Ajuste de Ecuaciones por el Método de Inspección o Tanteo

El ajuste de ecuaciones por el método de inspección o tanteo consiste en colocar

coeficientes delante de cualquiera de las fórmulas hasta que haya el mismo número de cada

átomo en ambos lados de la ecuación. No existe regla alguna para este tipo de ajuste por

inspección, sin embargo hay que recordar es que las fórmulas nunca cambian cuando se

hace ajuste de una ecuación. En este contexto tenemos las siguientes recomendaciones que

se pueden utilizar para realizar el ajuste de ecuaciones.

1. Escribir correctamente la fórmula para los reaccionantes y los productos. Una vez escrita

la fórmula correcta, no debe cambiarse durante la siguiente operación de balanceo o ajuste.

2. Empiece por las partes más complejas, es decir con los compuestos que tienen varios

elementos. En algunos casos simplemente consiste en ajustar primero los átomos diferentes

al hidrógeno y al oxígeno.

3. Ajuste el hidrógeno y el oxígeno agregando agua si es necesario, después de que todos

los otros elementos estén balanceados.

4. Deje los elementos en estado libre hasta el último momento, ya que cambiando los

coeficientes de estos solo cambian esta clase. Por ejemplo, cuando se escribe 2 delante del

H2O se dobla el número de átomos de hidrógeno y de oxígeno, pero cuando se escribe un

2 delante del Al solo cambia el número de átomos de Aluminio.

5. Para reacciones con iones poli atómicos, ajuste el ion como grupo. Por ejemplo, el SO42-

se ajusta como ion sulfato y no como átomo de S y átomo de O.

6. Generalmente se aparecen fracciones en la ecuación multiplicar todo por el número más

9

pequeño que elimine esta fracción. No es esencial hacer desaparecer las fracciones, sin

embargo asegúrese que al final, que todos los coeficientes estén en la reacción o

proporción más baja posible; si no es el caso simplifique.

Ejercicios de aplicación:

1. 2Al (s) + 3Cl2 (g) = 2AlCl3 (s)

Primer Miembro Segundo Miembro

Al = 2 Al = 2

Cl = 6 Cl = 6

2. C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) + Calor = 2CO2 (g) + 3H2O (g)

2. Igualación de ecuaciones por el Método de Valencia

Se debe considerar las siguientes reglas:

1. Los elementos químicos en estado atómico o molecular, funcionan con valencia cero, es

decir todo elemento químico en estado libre tiene valencia cero.

Ejemplo: Na0

Fe0

Cl20

Br20

2. El Hidrógeno tiene valencia +1 en todos los compuestos, excepto en los Hidruros

Metálicos, en los cuales tienen valencia de -1.

3. Todo compuesto químico es eléctricamente neutro, posee igual número de valencias

tanto positivas como negativas.

Ejemplo: H2+1

S+6

O4-2

Comprobación

H = +1 X 2 = +2

S = +6 X 1 = +6

O = -2 X 4 = -8

---------

0

4. El oxígeno tiene valencia negativa -2 en todos los compuestos, excepto en los peróxidos

en los que tiene valencia negativa de -1.

Ejemplo: Agua Oxigenada H2+1

O2-1

Comprobación

H = +1 X 2 = +2

O = -1 X 2 = -2

-------

0

10

5. Los metales siempre funcionan con valencia positiva.

Normas para igualar una Ecuación Redox por el método de Valencia

1. Se plantea la ecuación y luego se asigna las valencias en la parte superior de cada uno de

los átomos.

Ejemplo: Acido Nítrico más Acido Sulfhídrico igual Oxido Nítrico más Azufre y más

Agua.

H+1

N+5

O3-2

+ H2+2

S-2

= N+2

O-2

+ S0

+ H2+1

O-2

2. Se procede a señalar los átomos que han cambiado la valencia al pasar del primero al

segundo miembro de la ecuación.

HNO3 + H2S = NO + S + H2O

Reducido

Oxidado

3. Se indica la oxidación y reducción en dichos átomos.

HN+5

O3 + H2S-2

= N+2

O + S0

+ H2O

Reducido en 3 Oxidado en 2

4. Se intercambian los coeficientes de oxidación y reducción, es decir que el coeficiente de

oxidación se antepone a la fórmula reducida y el coeficiente de reducción se antepone a la

fórmula oxidada.

2HNO3 + 3H2S = NO + S + H2O

5. Se igualan todos los anteriores átomos, tomando en cuenta el siguiente orden: Primero

los metaloides que no sean el oxígeno, luego los metales, después el hidrógeno y por

último el oxígeno.

De esta manera la ecuación quedara igualada con el mismo número de átomos en el

primero como en el segundo miembro de la ecuación.

2HNO3 + 3H2S = 2NO + 3S + 4H2O

Comprobación:

Primer Miembro Segundo Miembro

H= 8 H=8

N=2 N=2

S=3 S= 3

O= 6 O=6

Ejercicios de Aplicación:

1. Acido Nítrico más Acido Sulfhídrico igual Dióxido de Nitrógeno más gas Sulfuro y más

Agua.

11

6HNO3 + 2H2S = 6NO2 + S + H2O

3. Igualación de Ecuaciones Redox por el método del Ion-Electrón

En este método es necesario tener en cuenta las disociaciones de los compuestos así

tenemos las siguientes:

1. Disociación de Ácidos.Son sustancias que al descomponerse en el agua dejan en

libertad un radical Halogénico y el Ion Hidrógeno.

Ejemplo:

Acido Clorhídrico HCl = H+

+ Cl-

Ion Hidrógeno e Ion Cloro

Acido Sulfúrico H2SO4 = 2H+

+ SO4-- Ion Hidrógeno e Ion Sulfato

2. Disociación de Bases.Son sustancias que al descomponerse en el agua dejan en libertad

un metal y el ion oxhidrilo.

Ejemplo:

Hidróxido de Sodio NaOH = Na+

+ OH-

Ion Sodio e Ion Oxidrilo

Hidróxido de Aluminio Al (OH)3 = Al+++

+ 3OH-

Ion aluminio e Ion Oxidrilo

3. Disociación de Sales.Cuando se trata de una sal Halógena neutra en el agua se disocian

un metal y un Metaloide o No-Metal.

Pero cuando son oxisales neutras, quedan en libertad el radical Halogénico y el Metal.

Ejemplo de Sales Halógenas:

NaCl = Na+

+ Cl-

Ion Sodio e Ion Cloro

Ejemplo de Oxisales Neutras:

Na2CO3 = CO3---

+ 2Na+

Radical Carbonato e Ion Sodio

Ecuaciones Redox por el Método del Ion Electrón

Como la igualación de Ecuaciones por este Método hace referencia a la pérdida y ganancia

de electrones se toma en cuenta lo siguiente:

Oxidación.Es la pérdida de electrones, por ejemplo en la unión del Cloro con el Sodio para

formar el Cloruro de Sodio, el átomo que OXIDA es el Sodio, ya que ha perdido el único

electrón de su última capa o nivel de energía.

12

Reducción.Es la ganancia de electrones por ejemplo en la unión del Cloro con el Sodio

para formar el Cloruro de Sodio el átomo que se REDUCE es el Cloro ya que a ganado el

electrón del Sodio.

Cl20

+ 2Na0

= 2Na+

Cl-

Se Oxida Se Reduce

Agente Oxidante.Es el átomo que se REDUCE, o sea el que gana electrones, en el

ejemplo anterior del Cloruro de Sodio, el agente OXIDANTE es el Cloro.

Agente Reductor.Es el átomo que se OXIDA o pierde electrones, en el ejemplo anterior

del Cloruro de Sodio el átomo que hace las veces de agente REDUCTOR es el Sodio.

Normas para igualar una Ecuación Redox por el Método del Ion Electrón

1. Se plantea la Ecuación Redox en estado molecular con sus respectivas valencias,

ejemplo Fósforo más Cloro molecular igual Cloruro Fosforoso:

P0

+ Cl20

= P+3

Cl-1

2. Se igualan las ecuaciones Iónicas o Electrónicas parciales.

Ecuación Iónica de Oxidación P0

= P+++

Ecuación Iónica de Reducción Cl20

= 2Cl-

3. Se incluyen los electrones de oxidación y reducción.

P0

- 3e Oxi = P+++

Cl20

+ 2e Red = 2Cl-

4. Se intercambian los coeficientes de oxidación y reducción.

2(P0- 3e = P+++)

3(Cl20+ 2e = 2Cl-)

5. Se anulan los electrones de oxidación y reducción.

2P0

- 6e = 2P+++

3Cl20

+ 6e = 6Cl-

13

6. Se suman las ecuaciones Iónicas.

2P0

+ 3Cl20

= 2P+++

+ 6Cl-

7. Finalmente se iguala la ecuación Molecular.

2P + 3Cl2 = 2PCl3

Ejercicio de Aplicación:

Ioduro de Potasio más Cloruro Férrico igual Cloruro ferroso más Cloruro de Potasio y más

Iodo Molecular.

1. Ecuación Molecular con sus Valencias

K+1

I-1

+ Fe+3

Cl3-1

= Fe+2

Cl2-1 +

K+1

Cl-1

+ I20

2. Ecuaciones Iónicas igualadas

2I-1

= I20

Fe+3 =

Fe+2

3. Inclusión de Electrones

2I-1

-2e =I20

Fe+3 +

1e = Fe+2

4. Intercambio de Coeficientes

1(2I-1

-2e = I20

)

2(Fe+3

+ 1e = Fe+2

)

5. Anulación de Electrones

2I-1

-2e = I20

2Fe+3

+2e =2Fe+2

6. Suma de Ecuaciones Iónicas

2I-1

+ 2Fe+3

= I20

+ 2Fe++

7. Ecuación Molecular Igualada

2KI + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2KCl + 1I2

14

ESTEQUIOMETRIA: DISOLUCIONES, SOLUCIONES O DISPÉRSIDOS

DISOLUSIÓN. Es un sistema disperso en el cual las partículas de la fase dispersa tienen

un diámetro inferior a una milésima de miera, es decir, una solución es una dispersión

molecular o iónica de un soluto en el seno de un disolvente.

COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN. En general, una solución está compuesta por

dos partes: solvente o disolvente y soluto.

Cuando se mezcla un sólido (azúcar) con un líquido (agua), se llama soluto a la parte

sólida y solvente a la parte líquida.

Cuando se mezclan dos líquidos entre sí, se llama solvente o disolvente al líquido que está

en mayor proporción, y soluto al que está en menor proporción.

Cuando en una solución intervienen dos líquidos en igual cantidad o proporción,

desaparecen los términos solvente o disolvente y soluto.

CLASES DE SOLUCIONES 1. Saturadas.

2. No saturadas.

3. Sobresaturadas.

1. Soluciones Saturadas. Se trata de soluciones en las cuales el solvente o disolvente ya

no puede disolver o admitir más soluto, debido a su precipitación en el fondo del

recipiente.

2. Soluciones no Saturadas. Se subdividen en diluidas y concentradas.

1. Diluidas. Son las que tienen poca cantidad de soluto.

2. Concentradas. Poseen gran cantidad de soluto y por esta razón están próximas a la

Saturación.

3. Soluciones Sobresaturadas. Son las que pueden disolver o admitir más soluto que

las soluciones saturadas, con la ayuda de movimientos mecánicos o elevación de

temperatura.

Coeficiente de solubilidad. Es la cantidad en peso de soluto que se necesita para saturar

100 cm3 de disolvente.

PROBLEMAS DE APLICACIÓN

Problema 1. ¿Qué cantidad de soluto podrá disolverse en 800 cm3 de disolvente, sabiendo

que el coeficiente de solubilidad es 20 gramos?

Razonamiento:

100 cm3 de disolvente corresponden a 20 gramos de soluto

15

800 cm3 de disolvente corresponden a x x = lOg. Rpta-

Problema 2. En 20 litros de agua se han disuelto 4 kilogramos de soluto. Hallar el coeficiente

de solubilidad.

20 litros = 20.000cm3

4

kilogramos = 4.000 g

Razonamiento:

20.000cm3 corresponden a 4.000 g

100 cm3 corresponden a x x = 20 g. Rpta.

Problema 3. ¿Qué volumen desolución saturada se logrará preparar con medio kilogramo de

una sustancia, cuyo coeficiente de solubilidad es 30 gramos?

0,5Kg=500g.

Razonamiento:

100 cm3 de disolvente corresponden a 30 g de soluto

X de disolvente corresponden a 500 g de soluto

100 cm3 de disolvente x 500 g de soluto

——————————————— = l.666, 6 cm3Rpta.

30 gramos de soluto

Problema 4. El coeficiente de solubilidad de una sustancia es 12 gramos. Calcular los cm3

de disolvente que se necesitan para solubilizar 30 gramos de soluto.

Razonamiento:

100 cm3 de disolvente corresponden a 12 g de soluto

X de disolvente corresponden a 30 g de soluto

x = 250 cm3. Rpta.

SOLUCIONES VALORADAS. Son soluciones en las que se conoce la cantidad de soluto

disuelto en un determinado volumen de disolución, que comúnmente es un litro.

Manera de expresar la valoración. Las soluciones valoradas se expresan o representan a

través de las concentraciones físicas y químicas.

CONCENTRACIONES FÍSICAS. Existen varias maneras de expresar las

concentraciones físicas, pero la más importante es aquella que se refiere a la concentración

expresada en tanto por ciento en peso, cuya fórmula es:

Ms x 100%

C=

Mds

x =

16

C = concentración en tanto por ciento o en gramos.

Ms = masa de soluto en gramos. Mds = masa de

disolución en gramos. 100% = constante.

Problema 5. Se disuelven 10 gramos de sal en 6Q gramos de agua. Calcular la

concentración en tanto por ciento en peso.

Resolución por la fórmula:

C=x C= Ms x 100%

Ms = 10 g Mds

Mds= l0g+60g=70g 10g x 100%

100% = constante C = 70% = 14,2 %

Resolución por regla de tres:

70 g de disolución contienen 10 g de soluto

100 g dé disolución contienen x x = 14,2 % Rpta.

Cuando se presentan problemas de concentraciones físicas con densidad, para su

resolución se toma en cuenta la siguiente relación:

La concentración de una disolución varía inversamente con el volumen y directamente con

la masa de soluto.

De acuerdo con lo anterior, la fórmula es:

C1 x V1 = C2 x V2

MI M2

C1 = concentración inicial igual al 100%.

V1 = volumen inicial igual a 1 cm3ó 1 ml.

MI = gramos iniciales de soluto que dependen de la densidad de la disolución.

C2 = concentración final en tanto por ciento (%).

V2 = volumen final en cm3 o en ml

M2 = gramos finales de soluto.

Problema 6. Una disolución contiene el 10% en peso de azúcar y tiene una densidad de

1,10 g/ml. Determinar los gramos de azúcar disueltos en 500 ml de la

disolución.


C1= 100%

V1= 1ml

M1= 1,10g M1 x C2 x V2

17

C2=10% M2=

V2=500 ml C1 x V1

M2= x

1,10 g x 10% x

50ml

M2= = 55g Rpta.

100% x 1ml

Ejercicios propuestos:

1. Una disolución de ácido clorhídrico tiene una densidad de 1,20 g/ml y contiene el 35%

en peso de ácido clorhídrico. ¿Cuántos gramos de este ácido hay en 250 ml de la solución?

Rptá.: 105g.

2. .Calcular el pesó de ácido clorhídrico anhidro en 5 ml de ácido clorhídrico concentrado

de densidad 1, 19 g/ml y que contiene el 37,23 % en peso de ácido. Rpta.: 2, 2151 g.

3. Una solución concentrada de ácido sulfúrico contiene el 95% de concentración y una

densidad de 1,839 g/cm3. A partir de estos datos, calcular el volumen de solución que

contienen 360 g de ácido sulfúrico. Rpta.: 206,06 cm3.

4. Calcular los gramos de sal presentes en 1 libro de solución al 10% cuando el peso

específico de la sal es 1, 15 g/cm3.Rpta.: 115 g.

CONCENTRACIONES QUÍMICAS. Se encuentran representadas por: las soluciones

molares o formales, las molales y las normales.

Mol o molécula gramo.Es el peso molecular de un compuesto expresado en gramos sobre

mol.

Para determinar el mol o molécula gramo de un compuesto, se utiliza sólo el peso atómico,

ya que el número atómico interviene en las distribuciones electrónicas. En la Tabla

Periódica, el peso atómico es el mayor número de los dos que tiene cada elemento.

Ejemplos:

1. Determinar el mol o molécula gramo del agua: H20

H= 1 x 2 = 2

O= 16 x 1 = 16

Mol= 18g/mol. Rpta.

2. Determinar el mol del ácido sulfhídrico: H2S

H = 1 x 2 = 2

S= 32 x = 32.

Mol= 34g/mol. Rpta.

Mol Libra.- Es el peso molecular de un compuesto expresado en libras sobre mol.

Por ejemplo: el mol libra de carbonato de calcio es:

CaCO3:

Ca = 40 x 1 = 40

C = 12 x 1 = 12

O = 16 x 3 = 48

18

Mol = 100 libras/mol Rpta.

Mol Kilogramo.- Es el peso molecular de un compuesto expresado en kilogramos sobre

mol.

DISOLUCIONES O SOLUCIONES MOLARES

Solución Molar o Formal. Es la que contiene una mol o molécula gramo disuelta en un

litro de disolución 1 molar. Por ejemplo, en una solución molar de ácido sulfúrico los 98

gramos de este ácido corresponden a 1 litro de solución 1 molar. Si se toma como ejemplo

el hidróxido de sodio, los 40 g de este compuesto corresponden a 1 litro de solución 1

molar, etc.

Fórmula de las soluciones molares:

M =V x Mol

M =molaridad. V x mol

gs = gramos de soluto.

1 litro = constante.

V = volumen en litros, ml o crn3.

Mol = peso molecular del soluto en gramos/mol.

Problema 7. Hallar la molaridad de una solución que contiene 20 gramos de hidróxido de

sodio disueltos en 200 ml de solución.

Resolución por la fórmula: NaOH = 40g/mol

M = x

gs = 20g

1 litro= 1000ml 20g x 1000 ml

V = 200 ml M = ————————— = 2,5 molar

Mol = 40/mol 200ml x 40 g/mol

Resolución por regla de tres: NaOH = 40 g/mol

40g 1000 ml 1M 20g x 1000ml x 1M

20g 200 ml x x= = 2,5 mol.

40g x 200 ml

Problema8. Hallar la molaridad de una solución de ácido sulfúrico al 98% en peso, cuya

densidad es 1,83 g/ml.

M= gs x 100 ml

V x Mol

19

Para resolver este problema se utiliza la fórmula de la densidad (d = g/v), se despejan los

gramos, que se llaman gramos de disolución. Cuando el volumen no consta en el problema,

se utiliza como constante 1 litro, que equivale a 1000 ml y a 1000 cm3. El problema se

resuelve en el siguiente orden:

d=g/v g=dxv

g=x g = 1, 83 g/ml x 1000 ml

d = 1,83 g/ml g = 1830 g de dis.

v = 1 litro = 1000 ml

El siguiente paso es determinar la masa de soluto, ya sea por fórmula o por regla

de tres:

Razonamiento: 100 g de dis. Corresponden a 98 g de H2SO

1830 g de dis. Corresponden a x = 1793,4 g de soluto

Calculo de la molaridad:

M=x 1793,4 g x 1 litro

Gs = 1793 g/ml M =

1 litro constante 1 litro x 98 g/mol

Mol = 98g/mol

Mol = 98g/mol M = 18,3 molar Rpta.

En los problemas de soluciones molares, también se utiliza aquella explicación que dice: ¿las

molaridades de las soluciones reaccionantes son inversamente proporcionales a sus

volúmenes. La fórmula es:

MW2 = M2/V1 ó MI x VI = M2 x V2

MI = molaridad inicial.

VI = volumen inicial.

M2 = molaridad final.

V2 = volumen final.

Problema 9. Se añaden 300 cm3 de ácido sulfúrico 0,3 M a 800 cm

3 de agua. Calcular la

molaridad de la solución resultante.

Ml= 0.3M

V1 = 300 Cm3

M2 = x

V2 = 300 Cm3 + 800Cm

3 = 1100 Cm

3

M1 x V1 0,3 M X 300 Cm3

M2 = M2 = = 0,081 M. V2 1100 Cm3

20

SOLUCIONES MOLALES

SolucionesMolal. Es la que contiene el peso molecular o mol de una sustancia disuelta en

1000 gramos de disolvente.

La fórmula de aplicación es:gs x 1000 gd

m=

m = molalidad.gd x mol

gs = gramos de soluto.

1000 gd = constante.

gd = gramos de disolvente.

Mol = peso molecular del soluto en g/molal.

Problema 10. ¿Cuál será la molalidad de una disolución que contiene 130 gramos de cloruro

de sodio, disueltos en 1600 g de agua?


gs x 1000gd

m=x m = gd x mol

gs = 130 gs 130 g x 1000 gd 1000 gd = constante m = = 1,4 molalRp. Mol = 56 g/molal 1600 gd x 58 g/molal


NaCÍ = 58 g/molal

58 gs 1000 gd 1m x= 130gs 1000 gd x 1m = 1, 4 molal

58 gs x 1600 gd

130 gs1600 gd x

EQUIVALENTES QUÍMICOS. Son de las siguientes clases:

1. De un elemento.

2. De un ácido.

3. De una base o hidróxido.

4. De una sal.

5. De un agente oxidante.

6. De un agente reductor.

EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN ELEMENTO. Se llama también peso equivalente y

resulta de dividir el peso atómico de un elemento para su valencia, con la correspondiente

expresión en gramos.

Peso atómico Equivalente químico de un elemento = Peso atómico/valencia

Ejemplo:

Determinar el equivalente químico del sodio, cuyo peso atómico es 23.

Eq ==21/1 = 23 g de Na. Rpta.

21

EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN ÁCIDO.Se obtiene dividiendo el peso molecular del

ácido para el número de hidrógenos sustítuibles.

Equivalente químico de un ácido = Peso molecular del ácido/ número de hidrógenos

Ejemplo: Hallar el equivalente químico del ácido nítrico HNO3.

HNO3 = 63 g / 1 0 63

Eq = 63 g de ácido nítrico HNO3

EQUIVALENTE QUÌMICO DE UNA BASE O HIDROXIDO.- Se obtiene dividiendo el

peso molecular de la base para el número de oxhidrilos o hidroxilos sustituibles.

Equivalente químico de una base = peso molecular de la base/ número de oxidrilos.

Ejemplo Hallar el equivalente químico del fosfato de calcio:

Ca3 (P04)2: Ca = 40 x 3 = 120

P = 31 x 2 = 62

O = 16 x 8 = 128

Eq = 310 g / 6 = 51,66 g. Rpta.

NOTA:Cuando en una sal, tanto el metal como el radical halogénico tienen la misma valencia;

Para obtener el equivalente químico, se divide el peso molecular de la sal para la valencia, ya sea

del metal o del radical halogénico.

Esto se demuestra en los siguientes ejemplos:

Determinar el equivalente químico del sulfato de calcio.

CaS04: Ca = 40 x 1 = 40

S =- 32 x 1 = 32

O = 16 x 4 = 64

Eq = 136 g / 2 = 68 g Rpta.

Hallar el equivalente químico del sulfato de magnesio:

MgS04: sulfato de magnesio

Eq = 120 g / 2 = 60 g

Hallar el equivalente químico del sulfato cúprico penta hidratado.

CuS04.5H20 Cu = 64 x 1 = 64

S = 32 x 1 = 32

O = 16 x 4 = 64

H = 1 x 10 = 10

O = 16 x 5 = 80

Eq =250/ 2 = 125 g Rpta.

NOTA: Para determinar el equivalente químico de una oxisal doble, dividimos el peso molecular

22

de la sal para la suma del producto de valencias que se intercambian entre los metales y el

radical halogénico.


1. Hallar el equivalente químico del nitrato doble de potasio y calcio.

KN03.Ca (NO3)2

1+2=3 Eq = 265 g / 3 = 88,33 g Rpta.

2. Determinar el equivalente químico del alumbre (sulfato doble de potasio y alumbre con 24

moléculas de agua).

K2S04.Al2 (S04)3.24H20: Alumbre

Eq = 948 / 8 = 118,5 g Rpta.

NOTA: En la determinación del equivalente químico de una oxisal ácida, se divide el peso

molecular de la sal para el número de hidrógenos.

Ejemplo:

Encontrar el equivalente químico del pirofosfato triácido de sodio. NaH3P207

Eq = 200 g / 3 = 66,66 g Rpta.

EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN AGENTE OXIDANTE. Para determinar el equivalente

químico de un agente oxidante (todo compuesto que se reduce), se divide el peso molecular del

compuesto para su correspondiente valor de reducción.


1. Hallar el equivalente químico del cromato de potasio, cuando el cromo se reduce de +6 a +3.

K2Cr04 = Eq = 194 g / 3 = 64,6 g Rpta.

2. Determinar el equivalente químico del dicromato de potasio, cuando el cromo se reduce de

+6 a+3.

K2Cr207 = Eq = 294g / 6 = 49 g Rpta.

3.Encontrar el equivalente químico del permanganato de potasio, cuando el manganeso de re-

duce de +7 a + 2.

KMn04 = Eq = 158 g / 5 = 31,6 g Rpta.

EQUIVALENTE QUÍMICO DE UN AGENTE REDUCTOR.Se obtiene diviendo el peso

molecular o mol del agente reductor (compuesto que se oxida), para su correspondiente valor de

oxidación.


1. Determinar el equivalente químico del sulfato ferroso, si el hierro pasa de valencia +2 a +3.

FeS04 = Eq = 152 / 1 = 152 g Rpta.

2. Hallar el equivalente químico del nitrito de potasio, cuando el nitrógeno pasa de valencia +3 a

+5.

KNO2 = 85 g / 2 = 42,5 g de KNO2 Rpta.

23

SOLUCIONES NORMALES

Solución Normal.Es una disolución que contiene el equivalente químico de cualquier sustancia

en un litro de disolución uno normal.

La fórmula de aplicación es:

Gs x 1 Litro

N =

V x Eq

N = Normalidad que se expresa en Eq o N. gs = gramos de soluto. 1 litro = constante. V = volumen en litros, mililitros o cm3. Eq = equivalente químico en g/Eq. Ejemplo:

Calcular la normalidad de una solución que contiene 120 gramos de ácido sulfúrico H2S04

disueltos en 1,5 litros de solución.

Resolución por la fórmula: H2S04=98g+2 = 49 g/Eq

N=x

1 litro constante N = gs x 1 litro

V = 1,5 litros V x Eq

Eq = 49 g/Eq

N = 120 g x 1 litro

= 1,63 N 1,5 litros x 49 g/Eq Resolución por regla de tres: H2S04 = 49 g/N

49 g 1 litro 1N

120g 1,5 litros x x = 1,63

24

Para la resolución de problemas de normalidad, también se puede utilizar aquella

explicación que dice:

Las normalidades de las soluciones reaccionantes son inversamente proporcionales a sus

volúmenes.

La fórmula es la siguiente: N1 = N2 o N1 x v1 = N2 x V2

V2 V1

N1=normalidad inicial.

VI = volumen inicial.

N2 = normalidad final.

V2 = volumen final.

Ejemplo:

Determinar la normalidad de una solución de yoduro de potasio, si para oxidar 60 ml de

ésta en medio ácido se gastan 16 ml de solución 0,3 N de permanganato de potasio.

Razonamiento por la fórmula:

N1=0,63N

VI = 16 ml N2 = N1 x V1/ V2

N2 = x

V2=60ml N2 = 0,3 N x 16 ml / 60 ml = 0,08 N de KI


16 ml corresponden a 0,3 N

60 ml corresponden a x

x = 16 ml x 0,3 N / 60ml = 0,08 N KI


1. Se tiene una disolución de ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/cm3, cuya concentración

equivale al 95%. Calcular el volumen necesario para preparar 400 cm3 de una disolución de

ácido sulfúrico 1,5 N.

2. Calcular la normalidad de una soluciòn de dicromato de potasio,

sabiendo que 48 ml de la misma oxidan 1,375 g de sulfato ferroso

heptahidratado.

Mili equivalente Químico.- Es la milésima parte del peso equivalente.

25

Ejemplo: Hallar la mili equivalente química del ácido sulfúrico.

H2SO4 = 98 g / 2 = 49 g / 1ooo = 0,049 g

Meq = 0,049 g de ácido sulfúrico.

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