UNIDAD IVESTEQUIOMETRIA

4.1. SOLUCIONES4.2 CONCEPTO Y CLASIFICACIONMezclas homogéneas (una sola fase) con composiciones variables. Resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino solamente un cambio físico. Una sustancia (soluto) se disuelve en otra (solvente) formando una sola fase. Los componentes pueden separarse utilizando procedimientos físicos.SOLUTO: Componente de una solución que se encuentra en cantidad menor. Es la fase de menor proporción. SOLVENTE: Componente de una solución que se encuentra en cantidad mayor. Es la fase de mayor proporción.SOLUCIÓN ACUOSA: El solvente es el agua. El soluto puede ser un sólido, un líquido o un gas.

4.2.1 SOLUCIONES EMPIRICAS

Existen 4 tipos de soluciones empíricas que son:

4.2.1.1 DILUIDAS: Es aquella solución donde la cantidad de soluto es pequeña comparada con el solvente.4.2.1.2.CONCENTRADAS: Es aquella donde la cantidad de soluto es relativamente considerable con respecto a la cantidad de solvente.4.2.1.3 SATURADA: Es aquella donde la cantidad de soluto que ha diluido, es la máxima cantidad de solvente a cierta presión y temperatura por lo tanto, cualquier cantidad que se añada de soluto no se disolverá.4.2.1.4. SOBRESATURADA: Es aquella solución donde sea ha añadido una cantidad superior al soluto de saturación y por tanta este exceso de soluto al no disolverse precipita

4.2.2. SOLUCIONES VALORADAS

SOLUCIONES VALORADAS: Son aquellas soluciones donde la concentración es determinada aplicando cálculos y procedimientos matemáticos donde un grado suficiente de precisión y exactitud en la determinación de la concentración.

Calculo del % de los constituyentes de un compuesto químico, de acuerdo con su formula. EJEMPLO : 1. Encontrar el % de H2SO4 (Ácido sulfúrico)Pesos atómicos:

H = 1 H2 = 2 % de H 2 = x 100 = 2.04 %

S = 32 S =32 % de S 32 = x100 = 32.66 %

O = 16 O = 16 x 4 = 64 % de O 64 = x 100 = 65.30 %

98

2. Calcular el porcentaje de N en el HNO3 (Ácido nítrico)

H = 1 H = 1 x 1 = 1 % de N = 14N = 14 N = 14 x 1 = 14 63O = 16 O = 16 x 3 = 48

X 100 = 22% de N

98

98

%

98

3. Calcular el peso gramo (1 mol) de los siguientes compuestos :

H2S = H = 1 H = 1 x 2 = 2 S = 32 S = = 32

34 g 1 Mol de H2S

MgSO4 = Mg = 24 Mg = 24 S = 32 S = 32 O = 16 O = 16 x 4 = 64

120 g 1 mol de MgSO4

4.2.2.4. SOLUCIÓN MOLAL:Una solución MOLAL se define como cantidad de moles de soluto por cada KILOGRAMO de SOLVENTE.Ejemplos: una solución 1 MOLAL de cloruro de sodio contiene un mol de sal en cada kilogramo de SOLVENTE

NaCl Na = 23 Cl = 35.5

58.5 g

4.3. LEYES PONDERALES

Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que tienen como objetivo el estudio del peso relativo de las sustancias, en una reacción química, entre dos o más elementos químicos. Por lo tanto se puede decir que se divide en cuatro importantes leyes como lo son:

Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. 1789:Este resultado se debe al químico francés A. L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Considerando que “La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma y permanece invariable.”

Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. 1801.En 1808, tras ocho años de las investigaciones, Proust llego a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.

NITRÓGENO HIDRÓGENO

28 g.  6 g.

14 g.  3 g.

56 g. 12 g.

Ley de Dalton de las proporciones múltiples. 1803Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos de los cuales formuló en 1803: “Cuando dos o más elementos pueden formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre sí relación de números enteros sencillos”.

Ley de Richter a de las proporciones reciprocas o equivalentes, masas de combinación o masas equivalentes. 1792Fue enunciada por el alemán J. B. Richter en 1792 y dice que los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre si.

C  + O2 --> CO212 g. de C      +  32 g. de O2  -->  44 g. CO2

C  + ½ O --> CO12 g. de C      +  16 g. de O2  -->  28 g. CO2

N2 + 3 H2 --> 2 NH31 g. H2<-->4.66 g. N2

H2 + ½  O2 --> H2O 1 g. H2<-->8    g. O2

CONCLUSIONES