QuímicaLab - Disoluciones

Proceso de disolución de la sal común

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias químicas diferentes. El término “homogénea” indica que la mezcla es uniforme a la observación visual directa o al microscopio; las partículas de la mezcla tienen tamaños del orden molecular (inferior al nanómetro); y la distribución de las partículas no tiene orden alguno.

En una disolución podemos distinguir como componentes el disolvente, que es el que se encuentra en mayor cantidad o proporción, y el o los solutos, que son los componentes que se encuentran en menor proporción (se dice del soluto que es la sustancia que se disuelve o se dispersa en el disolvente).

Nos interesan especialmente las disoluciones en las que el disolvente es agua. Estas disoluciones, según la proporción de sus componentes se pueden clasificar (cualitativamente) en:

- Diluidas: la proporción de soluto es pequeña respecto a la de disolvente.
- Concentradas: la proporción de soluto es grande respecto a la de disolvente.
- Saturadas: la disolución, a la temperatura a la que se encuentra, ya no admite más cantidad de soluto, es decir, la proporción de soluto respecto a la cantidad de disolvente es la máxima.

Se define la solubilidad de un soluto en un disolvente como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura determinada. Referida al agua, la solubilidad se suele expresar en gramos de soluto disueltos en 100 mililitros de agua a una temperatura de 20 ºC.

Tal como se ha definido una disolución saturada, la cantidad de soluto disuelta en dicha disolución es su solubilidad a la temperatura a la que se encuentre. Cualquier adición posterior de soluto a una disolución saturada hace que éste no se disuelva, estableciéndose un equilibrio entre el soluto no disuelto y el que sí se encuentra disuelto.

En general (no siempre), al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad. Esta circunstancia permite conseguir disoluciones sobresaturadas, es decir, que contienen más soluto disuelto que el que viene establecido por su solubilidad a la temperatura considerada.

Para ello sólo hay que disolver el soluto hasta saturación en agua muy caliente; si se deja enfriar lentamente, la disolución resultante contendrá cada vez más soluto del que debería contener según su solubilidad a la temperatura considerada, la disolución estará sobresaturada. Las disoluciones sobresaturadas son inestables pues con facilidad suele aparecer en el seno de la disolución (precipita) la cantidad de soluto que haya en exceso.

Vamos a utilizar los siguientes subíndices y símbolos para expresar las distintas formas de indicar la concentración de una disolución.

SUBÍNDICES

- s = Soluto. Para un caso concreto se puede cambiar por la fórmula química del mismo.
- d = Disolvente. Para un caso concreto se puede cambiar por la fórmula química del mismo.
- D = Disolución. Se refiere a la mezcla de soluto (s) y disolvente.

MAGNITUDES

- n = Número de moles.
- V = Volumen. Normalmente en litros.
- m = Masa. Normalmente en gramos
- M_m = Masa molar de una sustancia. Para un caso concreto se puede cambiar el subíndice por la fórmula química de la sustancia.

Tanto por ciento en masa (%_m/m)

Es el número de gramos de soluto disueltos en 100 g de disolución,

$\fn_cm \small \%_{m/m}=\frac {m_s}{m_s+m_d}\cdot 100= \frac {m_s}{m_D}\cdot 100$

En esta expresión las masas suelen ir en gramos, pero pueden ir en cualquier unidad siempre que se use la misma para todas las masas que aparecen en la expresión.

Si no se multiplica por 100 en la expresión, se trata del tanto por uno en masa.

Tanto por ciento masa-volumen (%_m/V)

Es el número de gramos de soluto disueltos en 100 cm³ de disolución.

$\fn_cm \small \%_{m/V}=\frac {V_s}{V_s+V_d}\cdot 100= \frac {V_s}{V_D}\cdot 100$

En esta expresión la masa debe ir en gramos y el volumen en mililitros (mL, cm³)

Gramos por litro (c_g/L)

Es el número de gramos de soluto disueltos en un litro de disolución.

$\fn_cm \small c_{g/L}=\frac{m_s}{V_D}$

En esta expresión la masa debe ir en gramos y el volumen en litros. Es una forma de expresar la concentración que se puede confundir, por sus unidades, con una densidad.

Molaridad (M, c, o también [ ])

Es el número de moles de soluto disueltos en un litro de disolución.

$\small \fn_cm \small Molaridad=\frac{moles\ soluto}{Volumen\ disoluci\acute on\ en \ litros}$

$\fn_cm \small M=\frac{n_s}{V_D}\ o \ bien;\ c=\frac {n_s}{V_D} \ o \ bien;\ [ \ ]=\frac{n_s}{V_D}$

Donde:

$\fn_cm \small n_s=\frac{m_s}{M_m}$

Por tanto la unidad de la molaridad es moles/L, aunque también se puede poner simplemente una M.

Por ejemplo, si indicamos que:

$\fn_cm \small c= 2,5 \ M \rightarrow c=2,5 \ moles/L$

es una disolución que contiene 2,5 moles de soluto por cada litro de disolución.

Fracción molar (X)

La fracción molar de soluto (X_s) representa la razón entre el número de moles de soluto y el número de moles totales (de soluto y disolvente).

$\fn_cm \small X_s=\frac{moles\ de \ soluto}{moles\ de\ soluto+\ moles\ de\ disolvente}=\frac{n_s}{n_s+n_d}$

La fracción molar de disolvente (X_d) representa la razón entre el número de moles de disolvente y el número de moles totales.

$\fn_cm \small X_d=\frac{moles\ de \ disolvente}{moles\ de\ soluto+\ moles\ de\ disolvente}=\frac{n_d}{n_s+n_d}$

es evidente que:

$\fn_cm \small X_s+X_d=1$

Molalidad (m)

Es el número de moles de soluto por cada kilogramo de disolvente.

$\fn_cm \small M=\frac{moles\ de\ soluto}{masa \ de \ disolvente \ en\ kg}$

$\fn_cm \small m=\frac {n_s}{m_d}\rightarrow unidad: \ moles/kg$

La molaridad no suele ser muy utilizada, aunque su principal ventaja respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.

Normalidad (m)

Es el número de equivalentes de soluto disueltos en un litro de disolución.

$\small \fn_cm \small Normalidad=\frac{equivalentes\ soluto}{Volumen \ disoluci\acute on\ (L)}=\frac{eq}{V}=\frac{\frac{m_s}{P_{eq}}}{V}$

donde eq es el número de equivalentes de soluto; V, es el volumen de disolución en litros; m_s es la masa de soluto y P_eq es:

$\fn_cm \small Peso \ equivalente=P_{eq}=\frac{Masa\ molecular \ soluto}{n}$

donde n es un número que dependerá del tipo de compuesto. Se le suele llamar “valencia del compuesto”. Concretamente, si nos centramos en las sustancias de carácter ácido, básico y en las sales, nos interesa saber que: En un ácido, n es el número de hidrógenos que dicho ácido puede liberar. Ejemplos:

$\fn_cm \small P_{eq}(HCl)=\frac{36,6}{1}=36,5\ g/eq$

$\fn_cm \small P_{eq}(H_2SO_4)=\frac{98}{2}=49\ g/eq$

En los hidróxidos, n es el número de grupos hidroxilo que el hidróxido puede liberar. Por ejemplo:

$\fn_cm \small P_{eq}(NaOH)=\frac{40}{1}=40\ g/eq$

$\fn_cm \small P_{eq}\ Ca(OH)_2=\frac{74}{2}=37\ g/eq$

En las sales, n es el producto de las cargas del anión y catión que forman la sal. Por ejemplo:

$\fn_cm \small P_{eq}\ CaCl_2=\frac{111}{2}=55,5\ g/eq$

En las sales, n es el producto de las cargas del anión y catión que forman la sal. Por ejemplo:

$\fn_cm \small P_{eq}\ Fe_2(SO_4)_3=\frac{400}{6}=66,7\ g/eq$

pues la carga del catión férrico es 3⁺ y la del sulfato es 2^–.

Se dispone de una disolución de ácido clorhídrico cuya riqueza es del 35%_m/m y 1’18 g/cm³ de densidad. Determina la molaridad, fracción molar de soluto y disolvente, % _m/v y molalidad de la disolución.

SOLUCIÓN

Un litro de disolución, de acuerdo con los datos del problema, tiene una masa de 1180 gramos.

$\small \fn_cm \small \small masa\ disoluci\acute on=\frac{ 1,18 \ {g\ disoluci\acute on}}{1\ \cancel{cm^3\ disoluci\acute on}}\cdot \frac{1000\ \cancel {cm^3\ disoluci\acute on}} {\cancel {1\ L\ disoluci\acute on}} \cdot \cancel{1\ L\ disoluci\acute on}$

$\small \fn_cm \small \small masa\ disoluci\acute on=1180 \ g$

Con el dato del porcentaje en masa podemos saber cuánto soluto (HCl) hay en un litro:

$\fn_cm \small m_{HCl}=1180\ \cancel{g \ disoluci\acute on} \cdot \frac{35 \ g\ HCl}{100 \ \cancel{g \ disoluci\acute on}}=413\ g\ HCl$

Podemos averiguar ya el porcentaje masa-volumen:

$\small \fn_cm \small \small \%_{m/V}=\frac {m_{HCl}}{V_{disoluci\acute on}}\cdot 100=\frac {413\ g \ HCl}{1000\ cm^3\ disoluci\acute on}\cdot 100=41,3\%_{m/V}$

Calcularemos ahora los moles de soluto presentes en la disolución (M_m (HCl) = 36’5 g/mol)

$\fn_cm \small \small n_{HCl}=\frac{m_{HCl}}{M_{HCl}}=\frac{413 \ g \ HCl}{36,5 \ g\ HCl/mol\ HCl}=11,32\ moles\ HCl$

La molaridad de la disolución es, por tanto:

$\fn_cm \small \small M=\frac {n_{HCl}}{V_D}=\frac {11,32\ moles\ HCl}{1\ L }=11,32 \ moles\ HCl/L$

Para calcular la fracción molar de soluto y disolvente necesitamos conocer el número de moles de disolvente (agua, M_m = 18 g/mol). Si la disolución, un litro, pesa 1180 g y de ellos 413 g son de ácido clorhídrico, el resto es disolvente, es decir:

$\fn_cm \small m_{H_2O}=1180 \ g\ disoluci\acute on - 413\ g\ HCl=767\ g\ H_2O$

$\fn_cm \small \small n_{H_2O}=767 \cancel {g \ H_2O} \cdot \frac{1\ mol \ H_2O}{18 \cancel {\ g \ H_2O}}=42,61\ moles\ H_2O$

Ya podemos calcular las fracciones molares:

$\fn_cm \small \small X_{HCl}=\frac{n_{HCl}}{n_{HCl}+n_{H_2O}}=\frac{11,32}{11,32+42,61}=0,21$

$\fn_cm \small X_{H_2O} =1-X_{HCl}=1-0,21=0,79$

También podemos calcular la molalidad pues sabemos que 1 litro de disolución tiene 767 gramos de disolvente y contiene 11’32 moles de soluto:

$\fn_cm \small \small m=\frac{11,32}{0.767}=14,76\ moles/kg=14,76 \ m$

Prepara una disolución 0’15 M de hidróxido sódico en agua, disponiendo para ello de un matraz de 100 ml e hidróxido sódico comercial en forma de lentejas de una riqueza del 95%.

SOLUCIÓN

En primer lugar hay que calcular la cantidad de hidróxido sódico en gramos que se necesita para obtener la disolución de concentración deseada. Puesto que la masa molecular del NaOH es 40 g/mol,

$\fn_cm \small \small M=\frac{m_s/M_m}{V_D}$

$\fn_cm \small \small m_s=M\cdot V_D\cdot M_m$

$\fn_cm \small \small m_{NaOH}=0,15\ \frac{\cancel{mol\ NaOH}}{\cancel L} \cdot 0,1\ \cancel L \cdot 40\ \frac{g\ NaOH}{\cancel{mol\ NaOH}}=0,60 \ g \ de \ NaOH$

Pero el hidróxido sódico comercial está impurificado, y, como lo que necesitamos es una cantidad de 0’60 g de NaOH puro, entonces se precisa una cantidad mayor, de forma que:

$\fn_cm \small \small masa\ NaOH\ impuro=0,60 \ \cancel{g\ NaOH\ puro}\cdot\frac{100\ g\ NaOH\ impuro}{95 \ \cancel{g\ NaOH\ puro}}=0,63 \ g \ NaOH\ impuro$

Para preparar la disolución se pesa en una balanza de precisión 0’63 g de NaOH comercial, depositándolo en un vidrio de reloj, que previamente habremos tarado. A continuación, se vierte el NaOH con un embudo en el matraz aforado, lavándolo después con agua destilada, para arrastrar los restos de NaOH dentro del matraz.

Posteriormente, se añade agua destilada en el matraz y se agita para favorecer el proceso de disolución. Una vez disuelto el hidróxido sódico, se llena el matraz aforado con agua destilada hasta el enrase que indica los 100 ml y, de esta manera, se obtienen 100 ml de una disolución de NaOH 0’15 M.

Alternativamente: se pesa en una balanza de precisión 0’63 g de NaOH comercial, depositándolo en un vaso de precipitados de 100 ml, que previamente habremos tarado.

A continuación se añade al vaso un poco de agua destilada (siempre menos de la que teóricamente debe contener el matraz de 100 ml) y se disuelve el NaOH.

Una vez disuelto se pasa la mezcla al matraz aforado, se lava el vaso de precipitados varias veces con un poco de agua destilada y se recogen todas estas aguas de lavado en el matraz aforado.

Finalmente, se llena el matraz aforado con agua destilada hasta el enrase que indica los 100 ml. En este procedimiento hay que tener cuidado en que la cantidad de agua utilizada en la disolución y en los lavados no exceda de la necesaria para enrasar el matraz.

Prepara 250 cm³ de una disolución de ácido clorhídrico 0’3 M, sabiendo que el frasco del laboratorio del HCl tiene las siguientes indicaciones: densidad 1’18 g/cm³ y riqueza del 35%.

SOLUCIÓN

En un problema resuelto anterior hemos determinado que el frasco de HCl del laboratorio con las especificaciones que da el enunciado tiene una molaridad de 11’32 M. En realidad, lo que se va a hacer es diluir la disolución del laboratorio hasta conseguir 250 cm³ de HCl 0’3 M.

Como el número de moles de soluto de la disolución final es el mismo que el número de moles de soluto de la porción que cogemos de la disolución comercial podemos utilizar la siguiente expresión:

$\fn_cm \small \small n_1=n_2$

$\fn_cm \small \small M_1\cdot V_1=M_2\cdot V_2$

donde M₁ y V₁ son, respectivamente, la molaridad de la disolución y el volumen de la disolución de partida (la disolución concentrada). M₂ y V₂ son, por tanto, la molaridad y el volumen de la disolución diluida. En nuestro caso:

$\fn_cm \small \small 11,32 \ \cancel{mol/L} \cdot V_1=0,3 \ \cancel {mol/L} \cdot 250\ cm^3$

de donde,

$\fn_cm \small \small V_1 = 6,6 \ cm^3$

De esta forma, se miden con una pipeta graduada, perfectamente limpia y seca, 6’6 cm³ del ácido clorhídrico del frasco, se vierten luego en el matraz aforado y se completa el volumen con agua destilada hasta enrasar a 250 cm³, para obtener así 250 cm³ de una disolución HCl 0’3 M.

Es conveniente que al verter el ácido en el matraz aforado ya hubiera en este una buena cantidad de agua destilada con objeto de verter el ácido sobre el agua (si se vierte primero el ácido en el matraz, luego el agua caerá sobre el ácido).

Esta operación es importante con algunos ácidos como el sulfúrico pues la reacción de este ácido con el agua es muy exotérmica y se pueden producir proyecciones de ácido y fuertes calentamientos del matraz al caer lar primeras gotas de agua.

Se dispone de una botella de ácido sulfúrico cuya etiqueta aporta los siguientes datos: densidad 1,84 g/mL y riqueza en peso, 96%. a) Señale cómo prepararía 100 mL de disolución 7 M de dicho reactivo. Indique si hay que tomar alguna precaución especial. b) Describa el material necesario. Datos: Pesos atómicos relativos: H = 1,00; O = 16,00; S = 32,07. (Castilla y León, Junio 1.998) R: 38,86 mL. El procedimiento y el material en la práctica de preparación de disoluciones.
El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre (debe ser nitrato de cobre (II) -no lo dice el problema) dióxido de nitrógeno y agua. a) Escribir la reacción ajustada. b) ¿Cuántos mL de HNO₃ del 95% y densidad 1,5 g/mL se necesitan para que reaccionen totalmente 3,4 g de cobre? Datos: Masas atómicas en u.m.a.: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,55. (Extremadura, Junio 1.998) R: 9,46 mL.
Se tiene un litro de una disolución de ácido sulfúrico [tetraoxosulfato (VI) de dihidrógeno] del 98% de riqueza y densidad de 1,84 g/mL. Calcular: a) La molaridad. b) La molalidad. c) El volumen de esa disolución de ácido sulfúrico necesario para preparar 100 mL de otra disolución del 20% y densidad 1,14 g/mL. Datos: Masas atómicas. H = 1; O = 16; S = 32. (Galicia, Junio 2001) R: 18,4 M; 500 m; 12,6 mL.
Una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), al 20% en masa, posee una densidad de 1,056 g/mL. Calcular: a) La molaridad. b) La fracción molar de soluto. Datos: Masa atómicas: H = 1; O = 16; Cl = 35,5. (Comunidad Valenciana, Junio 2001) R: 5,79 M; 0,11.
a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO₃ del 36% de riqueza en peso y densidad 1,22 g/mL. b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0,5 L de disolución 0,25 M? Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16. (Andalucía, Septiembre 2002) R: 6,97 M; 17,9 mL.
Si se parte de un ácido nítrico del 68% en peso y densidad 1,52 g/mL. a) ¿Qué volumen debe utilizarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55% en peso y densidad 1,43 g/mL? b) ¿Cómo lo prepararías en el laboratorio? Datos: Masas atómicas: H = 1,008; N = 14,00: O = 16,00. (Castilla y León, Junio 2002) R: 76,2 mL.
Una disolución de HNO₃ 15 M tiene una densidad de 1,40 g/mL. Calcule: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO₃. b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO₃ 0,05 M. Datos. Masas atómicas. N = 14; O = 16, H = 1. (Andalucía, Junio 2003) R: 67,5% ; 33,3 mL.
Se desea preparar 250 cc de una disolución 0,29 molar de ácido clorhídrico. Para ello, se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de dicho ácido, cuya etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCl, densidad 1,184 g/mL y 37,5% en peso. a) ¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para preparar la citada disolución? b) Explique cómo actuará para preparar la disolución pedida y el material utilizado. Datos: Masas atómicas: H = 1,008; Cl = 35,45. (Castilla y León, Junio 2003) R: 5,9 mL.
Describir (material, cálculo y procedimiento) cómo se prepara en el laboratorio 100 mL de disolución 0,5 M de HCl a partir de la disolución comercial (37,5% en peso y densidad = 1,19 g/mL). (Galicia, Junio 2003) R: 4,1 mL.
De una botella de ácido sulfúrico concentrado, del 96% en peso y densidad 1,79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500 mL con agua destilada. Determine su molaridad. Datos: Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32. (Extremadura, Junio 2004) R: 0,035 mol/L.
Se forma una disolución de cloruro de calcio disolviendo 8 gramos de la sal en 100 gramos de agua. Si la densidad es 1,05 g/mL, calcula: a) Su molaridad. b) La fracción molar de la sal. Datos: Masas atómicas: H = 1,01; O = 16,00; Cl = 35,45; Ca = 40,08. (Islas Baleares, Junio 2004) R: 0,70 M; 0,013.
Se mezcla un litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/cc y 62,7% de riqueza en peso con medio litro de ácido nítrico de densidad 1,130 g/cc y 22,38% de riqueza en peso. Calcule la molaridad de la disolución resultante, admitiendo que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16. (La Rioja, Junio 2004) R: 10,49 mol/L.
Deseas preparar en el laboratorio un litro de disolución de ácido clorhídrico 1 M a partir del producto comercial que es del 36 % en peso y que tiene una densidad de 1,18 g/mL. Calcula el volumen de ácido concentrado que debes medir, describe el procedimiento a seguir y el material a utilizar. Datos: Masas atómicas: del H = 1,0; Cl = 35,5. (Galicia, junio 2006) R: 85,9 mL.
Se toman 100 mL de una disolución de ácido nítrico del 42% de riqueza en peso y 1,85 g/mL de densidad, y se diluyen hasta un volumen de 1 L de disolución. La densidad de la disolución resultante es de 0,854 g/mL. a) Calcula la fracción molar del ácido nítrico en la disolución resultante. b) Calcula la molalidad de la disolución resultante. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16. (La Rioja, junio 2007) R: 0,03; 1,58 m.
a) Calcula la concentración molar de una disolución acuosa de cloruro de sodio cuyo contenido en sal es de 1% en peso y tiene una densidad del 1005 kg/m3 . b) Deduce, además, la concentración molar de una disolución formada al mezclar 35 mL de la disolución anterior con 50 mL de otra disolución acuosa de cloruro de sodio 0,05 M. Supón que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas: cloro: 35,45, sodio = 23,0. (Navarra, junio 2008) R: 0,172 M; 0,10 M.
Se quiere preparar una disolución de ácido sulfúrico del 20% y densidad 1,14 g/mL a partir de una disolución concentrada del 98% y densidad 1,84 g/mL. a) Determina la molaridad de la disolución concentrada. b) Calcula la cantidad, en volumen, de ácido concentrado que hay tomar para preparar 100 mL de la disolución diluida. c) Escribe cómo procederías en la preparación de la disolución diluida citando el material de laboratorio que usarías. Datos: Masas atómicas: H = 1,008; O = 16,00; S = 32,07. (Castilla y León, junio 2009) R: 18,38 M; 12,64 mL.

FUENTE: http://www.escritoscientíficos.es

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