Una solucion saturada contiene la cantidad máxima de un soluto que se disuelve en un solvente a una temperatura específica

quim

1. Facultad de Ingeniería Química
CARRERA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA AMBIENTAL
QUIMICA GENERAL
I SEMESTRE
SEMANA 7: TEORÍA
Dra. JUANA MARÍA MENDOZA SÁNCHEZ
2024-I

2. ESTEQUIOMETRÍA
SOLUCIONES

3. ESTEQUIOMETRÍA
Eslapartedelaquímicaqueestudialasrelacionescuantitativasdelas
sustancias,elementosycompuestos,involucradosenlasreacciones
químicas.
Laestequiometríaesunaherramientaindispensableenquímica.
Estequiometría,palabraderivadadelgriegostoicheion
(“elemento”)ymetron(“medida”).
Laestequiometríasebasaenelentendimientodelasmasas
atómicasyenunprincipiofundamental,laLeydeconservación
delamasa:“lamasatotaldetodaslassustanciaspresentesdespuésde
unareacciónquímicaeslamismaquelamasatotalantesdela
reacción”.
Paraloscálculosestequiométricos,sedebenconocer
fundamentalmente:
Lasmasasrelativasdelosátomos.
Conceptosdeátomo-gramo,molyNúmerodeAvogadro.
Lasecuacionesyreaccionesquímicas.

4. Conceptos Fundamentales
PesoAtómico(PA),expresalasmasasrelativasdelosátomosdeun
elemento.
Esdecir:
PA(C)=12uma=12gdeC=N
A=6.0221367x10
23
átomosde
12
C
NúmerodeAvogadro,N
A,es6.0221367x10
23
unidadquímicas,
átomos,moléculas,iones.
Mol, es la cantidad de sustancia que contiene un N
A .
Enloscálculosseusanlasmasasatómicaspromediodeun
determinado:
Si6.0221367x10
23
átomosdeHpesa1.008g=PA(H)expresadoen
gramos;resultaque:
Unátomo-g=6.0221367x10
23
átomos=PAexpresadoeng
=masadeunmoldeátomos
UnMol-g=6.0221367x10
23
moléculas=PMexpresadoengramos
=masadeunmoldemoléculas

5. Mol-ion-g= masa de un mol de la sustancia iónica = PA óPM de la
sustancia iónica, en gramos.
Peso Molecular (PM) = suma de los pesos atómicos de todos los
elementos presentes en la molécula
expresado en gramos.
Cantidad de sustancia = n
n = Número de moles =
Masa total sustancia (g)
Masa de un mol (g)
=
m
PM

6. LEYES PONDERALES
Ley de la Conservación de la masa (Lavoisier, 1777)
Enunareacciónquímica,lasumadelasmasasdelosreaccionantesesigual
alasumadelasmasasdelosproductos:
Ley de las Proporciones Definidas (Proust, 1799)
Uncompuestoquímicosiempretienelamismacomposición,cualquierasea
elmétododesupreparación.
Elóxidocúprico(CuO),estáformadopor21.1%deoxígenoy79.9%de
cobre(II).

7. Entodareacciónquímicalosreactantessecombinanmanteniendosusmoles
omasasenunaproporciónconstanteydefinida
Ley de las Proporciones Recíprocas (Richter, 1791)
Las masas dediferentes elementos que se combinan con una misma masa
de otro elemento dan la relación en que se combinarán entre sí o múltiplos
o submúltiplos de estas masas.

8. Clasificación de Reacciones Químicas
1. Síntesis: A + B →C
2 H
2 + O
2→2 H
2O

9. Reacciones de SÍNTESIS
Reacción en la cual dos elementos o compuestos
originan un solo producto.
A + B C
Ejemplos
2 elementos: Na(s) + Cl (g) NaCl(s)
2 compuestos: CaO(s) + H2O (l) Ca(OH)2(s)
1 elemento + 1 compuesto:
2SO2(g) + O2 (g) 2SO3(g)

10. 2.Descomposición
Simple:A →B + C
Mediante reactivo:
AB + C →AC + BC
CaCO
3 →CaO+ CO
2
2 ZnS+3O
2→2ZnO +2SO
2

11. 3. Sustitución (desplazamiento):
AB + C →AC + B
PbO+ C →CO + Pb

12. 4. Doble sustitución(doble desplazamiento):
AB + CD →AC + BD
HCl+ NaOH→NaCl+ H
2O

13. Reacciones de COMBUSTIÓN
Combustión de carbón para producir energía eléctrica:
C (s) + O2(g)CO2(g)
Combustióndelgasnaturalparaproducirenergía
mecánicaytérmica.
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O (l)
Enestetipodereaccioneseloxígenosecombinaconotra
sustanciayliberaenergíaenformadeluzycalor.Las
reaccionesdecombustiónsonmuycomunes.

14. REACTIVIDADes la capacidad de una sustancia de
reaccionar con otra.
Los elementos más reactivos pueden desplazar a
los elementos menos reactivos, generándose una
reacción, sin embargo, un elemento menos activo
no puede desplazar a otro más activo, por lo cual
no se genera una reacción química.
Por Ejemplo:
F2(g) + 2NaBr (ac) 2NaF + (ac) + Br2(l)
Un no metal (el flúor) desplaza a otro no metal
(el bromo).

15. METALES
Litio
Rubidio
Potasio
Calcio
Sodio
Magnesio
Aluminio
Manganeso
Zinc
Hierro
Níquel
Estaño
Plomo
Cobre
Plata
Platino
Oro
Mas
activo
Menos
activo
HALÓGENOS
Flúor
Cloro
Bromo
Yodo
Serie de reactividad de
metales y halógenos

16. Unasolución esunamezclahomogéneade 2 o más
sustanciaspuras.
El solutoesla sustancia presenteen menorproporción.
El solventeesla sustancia presenteen mayor
proporción.
Solución Solvente Soluto
Refresco(l) H
2O Azúcary CO
2
SOLUCIONES

17. Unasolucionsaturadacontienelacantidadmáximadeun
solutoquesedisuelveenunsolventeaunatemperatura
específica.
Unasolución no saturadacontienemenossolutoqueel que
puededisolversea unatemperaturaespecífica.
Unasoluciónsupersaturadacontienemássolutoqueel que
puedehaberen unasolución saturadaa unatemperatura
específica.
Ejemplo:
Loscristalesdeacetatodesodioseformanrápidamente
cuandoseagregaunapizcadecristalaunasolución
supersaturadadeacetatodesodio.

18. “Losimilar disuelve a lo similar”
Dos sustanciascon fuerzasintermolecularessimilaresse disuelven
unacon la otra.
•Moléculasno polaresson solublesen solventesno polares
CCl
4 en C
6H
6
•Moléculaspolaresson solublesen solventespolares
C
2H
5OH en H
2O
•Compuestosiónicosson mássolublesen solventespolares
NaClen H
2O

19. Concentración de las soluciones
La concentración de una solución expresa la cantidad de
soluto presente en una cantidad dada de solución.
Los términos concentrado y diluido son expresiones
relativas, donde ninguna de las dos nos da una indicación
de la cantidad exacta del soluto presente.
Por lo tanto se necesitan métodos cuantitativos exactos
que expresen la concentración.
Estequiometría:
Es el estudio de las relaciones cuantitativas, de
cantidades, entre los reactivos y los productos en una
ecuación química balanceada.

20. Unidadesde concentración
Porcentajeen peso o en masa
% pormasa= x 100%
masade soluto
masade soluto+ masadel solvente
Fracciónmolar(X)
X
A=
moles de A
Suma de moles de todos los componentes
Solucionessonmezclashomogéneas dedosomás
sustanciasqueintervienenenproporcionesvariables.
Laconcentracióndelassolucionesseexpresaen:
La Concentración en % se define como el número de
gramos de soluto en 100 ml de solución.

21. M =
moles del soluto
litrosde solución
Molaridad(M): La Molaridad se define como el número de
moles de soluto en un litro de solución.
Molalidad(m):
m =
moles del soluto
masa del solvente (kg)

22. N =
Númerode Equivalentesdel soluto
litrode solución
Normalidad(N):
Nº Equivalentes=
Peso del soluto
Peso Equivalentedel soluto
Peso Equiv. soluto=
Peso Molecular del soluto
∆n
LaNormalidad(N)serelacionaconlamolaridad(M)
mediante:
N=∆n(M)

23. Partes por millón (ppm):
La Concentración en ppm se define como el número de
mg de soluto por Litro de solución
Ejemplo:
Unasoluciónal5ppmdeNa
2SO
4contiene5
miligramosdeNa
2SO
4en1Ldesolución.
Enestaformadeexpresarlaconcentraciónnoimportael
PesoMolecular,esdecirnoimportasiseconocela
naturalezaquímicadelsoluto.
ppm=
mg de soluto
Litrosde solución

25. Diluciónesel procesopara prepararunasolución menos
concentradaa partir de unasolución másconcentrada.
Dilución
Se agrega solvente
Moles de soluto
antes de la dilución (i)
Moles de soluto
después de la dilución (f)=
M
iV
i M
fV
f=

26. Ejemplo:
Preparar60mLdeHNO
30.2M,apartirdeunasoluciónde
HNO
34M
M
1V
1= M
2V
2
M
1= 4 M M
2= 0.2 M V
2= 0.06 LV
1= ? L
V
1=
M
2V
2
M
1
=
0.2 x 0.06
4
= 0.003 L = 3 mL
3 mL de ácido+ 57 mLde agua= 60 mL de solución

27. SEMANA 7: TAREA
EXPONER:DÍAMARTES21DEMAYODE2024.
1.DIEZEJERCICIOSRESUELTOSDEPREPARACIÓNDE
SOLUCIONES(UNIDADMOLAR)
2.DIEZEJERCICIOSRESUELTOSDEPREPARACIÓNDE
SOLUCIONES(UNIDADNORMAL)
ENVIAR AL CORREO ELECTRÓNICO:
[email protected]