Soluciones y Disoluciones - quimica.pptx

PPT de Soluciones y Disoluciones explicando todo acerca de ello, incluyendo sus tipos, características, propiedades, preparación y ejemplos acerca de la volumetría.

1. INTEGRANTES : Tomas Meza Marioreth Zamira Valencia Guarda Dayanna Lisbeth Vásquez S aenz Brenda Giannina Vicuña Villavicencio Yamilet Brisa Yanac Ríos Piero Alessandro DOCENTE : Guerra Lazo Cayo Eduardo UNIVERSIDAD NACIONAL JOSÉ FAUSTINO SÁNCHEZ CARRIÓN FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA y metalurgia INGENIERÍA QUÍMICA

2. Soluciones químicas

3. SOLUCIONES (Disoluciones) Una disolución es la mezcla homogénea de dos o más componentes que no reaccionan entre sí y que se encuentran en proporciones variables. Las disoluciones tienen dos elementos: un solvente o disolvente, que es en el que se disolverá el soluto, y que generalmente está presente en mayor proporción. SOLUTO: Es el componente en menor cantidad, el soluto se encuentra dentro del solvente. En el caso de que la solución presente más de dos componentes, los de menor presencia los consideraremos solutos. SOLVENTE (disolvente): Es el componente mayoritario. Existen solventes “polares”: agua, alcohol etílico y amoníaco. Los solventes no polares: benceno (C 6 H 6 ), tetracloruro de carbono (CCl 4 ), éter (C 2 H 5 – O – C 2 H 5 ). En las soluciones líquidas se toma como “solvente universal al H 2 O” debido a su alta polaridad.

4. TIPOS DE SOLUCIONES Se entiende como solución química a una mezcla de dos o más sustancias en estado líquido, solido o gaseoso de composición homogénea. Soluciones Líquidas Son las soluciones en la que el disolvente o solvente es un líquido. Estas soluciones pueden integrar el sólido en líquido. Soluciones Gaseosas Son soluciones homogéneas en la que el disolvente está compuesto por un gas, como es el caso del oxígeno, del dióxido de carbono; y demás gases que se disuelven con el nitrógeno. Soluciones Sólidas Son las soluciones en las que el disolvente o solvente es un sólido. Incluye las aleaciones como bronce, latón, acero, etc. Son fáciles de encontrar en la naturaleza.

5. a. Solución diluida o insaturada Es aquella que contiene una pequeña proporción del soluto, disuelto en una gran cantidad de disolvente. Ejemplo;  Una cucharadita de azúcar en un vaso de agua, un gramo de sal en un litro de agua. b. Solución concentrada Es la que tiene gran cantidad de soluto, disueltas una pequeña cantidad de disolvente. Ejemplo;  tres cucharadas de azúcar disueltas en medio vaso de agua; 25 gramos de sal en 100 mililitros de agua. (ambos casos el disolvente, que es el agua, está a la temperatura ambiente) c. Solución saturada Es aquella que contiene la máxima cantidad posible de soluto que el disolvente puede disolver, a una temperatura determinada, es decir, si agrega más soluto, ya no se disuelve en el disolvente.  Ejemplo;  5 cucharadas de azúcar en medio vaso de agua; 39 gramos de sal disueltos en 100 mililitros de agua (es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver).  Esto quiere decir que hay un equilibrio entre las moléculas de soluto y las moléculas de disolvente. Esquemáticamente se representa así; Soluto disuelto ↔ Disolvente 1) Tipos de soluciones según la cantidad de soluto :

6. d. Solución sobresaturada Es la que tiene en solución una mayor cantidad de soluto que la solución saturada, en la misma cantidad de disolvente. Se prepara calentando el disolvente con un exceso de soluto, dejando enfriar posteriormente.  Este es un sistema inestable que cualquier factor externo puede alterar; basta agregar una pequeñísima cantidad de soluto  para que este se precipite y se formen cristales. Ejemplo;  En medio vaso de agua caliente disuelven 6 cucharadas de azúcar; en 100 mililitros de agua caliente, se disuelven 40 gramos de sal. 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. También es definida como la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se disolverá en una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura dada.

7. Soluciones electrolíticas . Estas son soluciones compuestas en exceso por moléculas iónicas, las cuales las mismas disponen de electricidad, en consecuencia no es que estas soluciones por si mismas sean eléctricas sino que funcionan como vínculo conductor de la misma, entendiendo que la electricidad representa energía y movimiento. Soluciones no electrolíticas . Estas son soluciones que disponen de un compuesto por el hecho de que al disolverse no puede transportar electricidad en su líquido. Estas son aquellas en las cuales se puede apreciar desde el microscopio las moléculas de soluto desvanecidas o bien desfragmentadas que en el caso de las soluciones electrolitos se haya compactas. Estas presentan todas sus moléculas fragmentadas permaneciendo por igual ante la intervención el líquido neutro como lo es el agua. 2) Tipos de soluciones según la conductividad eléctrica :

8. La concentración: El porcentaje en peso. (% p/p) Expresa los gramos de soluto que se encuentran disueltos en 100g de la solución. Las partes por millón (ppm) expresa los gramos de soluto que hay en un millón de gramos de disolución. El porcentaje en volumen. (% v/v) Expresa los mililitros de soluto que se encuentran disueltos en 100 ml de disolución. El porcentaje en peso/volumen. (% p/v) Expresa los gramos de soluto que se encuentran disueltos en 100 ml de disolución.

9. Soluciones normales

10. Soluciones normales: La normalidad de una solución se refiere al número de equivalentes de un soluto que ella posee por litro de solución, para hallar este número de equivalentes es necesario conocer su peso equivalente y el tipo de compuesto químico. Es necesario observar nuestras soluciones, aspecto físico, comportamiento y manipulación para poder tener un conocimiento de lo que son las soluciones normales. Denominando las soluciones como dos o más sustancias, cuya composición está dentro de los límites establecidos, siendo que varee. Cuando se habla de la normalidad de una solución se refiere al número de equivalentes de un soluto que ella posee por litro de solución. Pero para hallar este número de equivalentes es necesario conocer su peso equivalente, el cual varía entre los elementos, el tipo de compuesto químico o inclusive la reacción que tome lugar. Por esto las soluciones normales son por lo general más complicadas de preparar en lo que respecta a sus cálculos teóricos. Se reconocen porque presentan la “N” de normalidad en sus rótulos. Preparación: Paso 1: Buscar las características químicas del reactivo que se desea preparar, utilizando la información que aparece en la etiqueta del envase de los reactivos. Paso 2: Realizar los cálculos necesarios para la preparación de las soluciones normales. La normalidad se expresa en equivalentes por litro ( Eq /L) y se abrevia con la letra ‘N’.

11. soluciones molares

12. Las soluciones molares son todas las soluciones cuya concentración de soluto se expresa en moles por litro de solución. Un mol es la unidad que se utiliza para medir la cantidad de una sustancia que contiene ambas partículas (6.022 1023) en forma de átomos, moléculas o iones, dado que hay átomos de carbono en 0,012 kg de carbono 12. Una solución, por otro lado, es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia con el porcentaje más bajo se llama soluto, mientras que el solvente es la sustancia con la mayor densidad. Ambos componentes se pueden encontrar como sólidos, líquidos o gases. En soluciones, la masa molar o masa molecular se usa para convertir la expresión de la concentración de la solución de g/l a moles/l. La expresión mol/l a menudo se reemplaza por la letra "M" en estas soluciones. Por lo general, estas soluciones se encuentran en el mismo laboratorio, donde la concentración del soluto debe expresarse en términos de molaridad. Así, por ejemplo, sabemos qué ácidos son los más concentrados mirando sus respectivos moles: 0,01 M, 12 M, etc.

13. Preparación de soluciones molares PRIMER PASO Encuentre las propiedades de los reactivos, como la masa atómica o molar del elemento o compuesto para el cual se preparará la solución. También es importante saber si el reactivo es anhidro (sin agua) o hidratado, así como el grado de pureza, etc. Esta información se puede encontrar en libros u otras fuentes. Además, los contenedores de reactivos etiquetados contienen toda la información sobre sus propiedades. SEGUNDO PASO Realizar los cálculos necesarios para preparar la solución molar deseada. Para ello, debe conocerse el volumen del reactivo que se requiere preparar, así como su masa molar o peso molecular. El tener estos conocimientos permite calcular los gramos del reactivo necesarios para preparar la solución molar. Una forma simple de calcular la molaridad (moles/L) de una solución es mediante la aplicación de la fórmula siguiente: Molaridad (moles/L) = concentración soluto (g/L) ÷ PM (g/mol) Siendo PM el peso molecular del soluto. Por ejemplo, si se desea preparar un 1 litro de una solución de cloruro de sodio 5 M: ¿qué cantidad se necesita utilizar, sabiendo que el peso molecular o masa molar del NaCl es 58,5 g/mol? Queremos determinar cuántos gramos de NaCl se disolverán en un litro. Despejaremos pues, g/L: Molaridad (moles/L) = concentración soluto (g/L) ÷ PM (g/mol) g/L NaCl = peso molecular (g/mol) x molaridad (mol/L) = (58,5 g/mol) x (5 mol /L) = 292,5 g de NaCl

14. CUARTO PASO Ponga una cantidad ponderada de reactivo en el vaso de precipitados y elija su volumen de acuerdo con la masa del reactivo a preparar. Luego se agrega agua desionizada y la solución se agita hasta que el reactivo se disuelve en el agua. Debe tener cuidado de no agregar demasiada agua, lo que hará que el volumen de la solución sea mayor que el volumen predeterminado, ya que la molaridad de la solución será menor que la requerida. QUINTO PASO Después de disolver los reactivos, el contenido del vaso de precipitados se vierte en el vaso de precipitados volumétrico, se agrega agua hasta la marca. Finalmente, la solución se transfiere a un recipiente adecuado, etiquetado para contener toda la información relevante sobre la solución molar. Esto ayudará a identificarlo en los procesos de laboratorio. TERCER PASO Efectuar la pesada del reactivo en una balanza analítica o de precisión, de tal manera que la cantidad de reactivo pesada corresponda exactamente con la que previamente se calculó para preparar la solución molar.

15. soluciones molalidad

16. MOLALIDAD (m). La Molalidad (m) o Concentración Molal es el número de moles de soluto que están disueltos en 1 kilogramo de disolvente. La Molalidad de una disolución viene determinada por la siguiente fórmula: mol de soluto m = -------------------- Entonces, la unidad de medida de molalidad es [mol/Kg]. 1 Kg de solvente Por ejemplo: • una solución 1m de glucosa (léase “uno molal ”), indica que contiene 180 g de glucosa ( = 1 mol) disueltos en 1000 g de agua (= 1 Kg), dando una masa total de 1180 g de solución. La ventaja de usar la molalidad en lugar de molaridad (moles soluto / volumen disolución) es debido a que el volumen de una disolución varía con la temperatura y de la presión. Como la molalidad no tiene en cuenta el volumen, puede medir la concentración con mayor presión.

17. volumetría

18. volumetría Es una técnica de la química analítica clásica basada en reacciones químicas y medida de volumen. El término volumetría (medida de volumen) también se le conoce como “valoración” y “titulometría” (medida de título). Un reactivo en solución llamado valorante, titulador o titulante de concentración conocida (ubicado en la bureta) se utiliza para que reaccione con una solución que contiene la especie química o analito de concentración desconocida (ubicado en el Erlenmeyer). La titulación se termina en el momento que ocurre un cambio físico perceptible por el ojo humano. El análisis se utiliza para determinar la concentración desconocida de un analito en una muestra.

19. Aspectos prácticos de una titulación Utilizando una   bureta   calibrada para añadir el valorante es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se alcanza el punto final. ​ El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un   indicador . ​ Idealmente el volumen experimental requerido en la titulación es igual al volumen teórico requerido en el punto de equivalencia o punto estequiométrico; en este caso, el número de equivalentes del titulante añadido es igual al número de equivalentes del analito, cualquier diferencia es conocida como error de titulación. En la valoración clásica de un ácido fuerte con una base fuerte, el punto final de la valoración es el punto en el que el producto de la reacción (una sal neutra) muestra pH = 7 unidades.  El procedimiento para determinar ese momento o punto en la gráfica de titulación es detectando un cambio de color en la solución. En este caso, el indicador debe presentar diferentes colores dependiendo del valor de pH del medio.  El indicador es una especie química orgánica que se comporta como ácido o como base. Si es una especie orgánica ácida (Ar-COOH), cuando está en un medio ácido predomina su forma no ionizada (Ar-COOH) con un color característico. Si, por el contrario, el medio es alcalino, el indicador se ioniza (Ar-COO-), presentando un color característico diferente al no ionizado. Si el indicador es una especie orgánica básica presentará un comportamiento opuesto al descrito para el indicador ácido.

20. problemas

21. Ejercicio: Se disuelven 20 = g de NaOH en 560 g de agua. Calcula la concentración de la disolución en % en masa su molalidad. Na = 23 O =16 H =1 a) Paso 1: Paso 2: Paso 3: b) Paso 1: Paso 2: Paso 3: Paso 4 :

22. EJERCICIO: 1. Para preparar 125 mL de solución al 4,0 % en volumen de alcohol etílico en agua se utilizaron .......... mL de alcohol etílico. Solución: 4,0 ml. De alcohol etílico = X ml. de alcohol etílico 100,0 ml. de solución 125 ml. de solución X = 5.0 ml. de alcohol etílico