Your SlideShare is downloading. ×
Soluciones QuíMicas
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×

Introducing the official SlideShare app

Stunning, full-screen experience for iPhone and Android

Text the download link to your phone

Standard text messaging rates apply

Soluciones QuíMicas

66,270
views

Published on

Published in: Technology

0 Comments
34 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total Views
66,270
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
14
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
34
Embeds 0
No embeds

Report content
Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
No notes for slide

Transcript

  • 1. DISOLUCIONES QUÍMICAS
  • 2. MATERIA (1) Sustancias puras (2) Mezclas  Elementos  Compuestos (a) Mezclas heterogéneas (b) Mezclas homogéneas  Suspensiones  Coloides  Disoluciones
  • 3. (1) Sustancias puras composición definida e invariable, y propiedades identificables  se representan por símbolos o fórmulas (2) Mezclas  No se forman enlaces químicos  Reunión de 2 o más sustancias puras en cantidades variables, en cualquier proporción fase dispersante fase dispersa una o más sustancias en menor proporción
  • 4. MATERIA (2) Mezclas (a) Mezclas heterogéneas (b) Mezclas homogéneas  Suspensiones  Coloides  Disoluciones Difiere el tamaño de partículas de fase dispersa
  • 5. (a) Mezclas heterogéneas Sistema de 2 fases, con límites de separación entre sus componentes Coloide : fases pueden separarse con el tiempo o por centrifugación moderada. El tamaño de las partículas disueltas oscila entre 10 a 100 Å (Ej. plasma) Suspensión : inestable, sus componentes se separan espontáneamente por gravedad debido al tamaño de sus partículas cuyo diámetro es mayor a 1000 Å (Ej. sangre humana)
  • 6. (b) Mezclas homogéneas
    • Poseen una sola fase y son transparentes, debido a que el tamaño de las partículas es semejante al de iones y moléculas pequeñas
    • Son estables y no se produce precipitación aún en la ultracentrífuga
    • Proporcionan el medio en el que se llevan a cabo gran parte de las reacciones químicas que ocurren en la naturaleza y en nuestro cuerpo
  • 7. Sólido Líquido Gaseoso COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN Soluto se encuentra en mayor cantidad (excepto agua que será disolvente aunque no se encuentre en mayor cantidad) Disolvente generalmente el estado físico del disolvente determina el de la disolución
  • 8. Iones solvatados Molécula de agua Cristal iónico + + + + + + + + + + + + + Na + O H H O H H Cl -
  • 9. SOLUBILIDAD Cantidad de soluto que se disuelve en determinada cantidad de disolvente a una temperatura definida CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES Se expresan CUALITATIVAMENTE CUANTITATIVAMENTE
  • 10. CUALITATIVAMENTE  Solución diluida  poco soluto disuelto en la solución  Solución concentrada  cantidad apreciable de soluto disuelto en la solución  Solución saturada  máxima cantidad de soluto disuelto en determinada cantidad de disolvente  Solución sobresaturada  bajo ciertas condiciones, la solución admite mayor cantidad de soluto disuelto en ella, pero ante cualquier perturbación el exceso disuelto precipita y se establece una solución saturada
  • 11. CUANTITATIVAMENTE Cantidad de soluto Cantidad de solución Cantidad de soluto Cantidad de disolvente % peso/ peso % peso/ volumen grs de soluto en 100 grs de solución grs de soluto en 100 ml de solución
  • 12. IMPORTANTE Peso solución= peso soluto + peso solvente Masa (“peso”) volumen Densidad= Volumen solución= volumen soluto + volumen solvente
  • 13.  “ Unidad química de conteo”  para cuantificar la materia MOL  Cantidad de sustancia que contiene 6,0221 × 10 23 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) Número de Avogadro (N A )  ORIGEN 1 átomo de C-12  1,9927 x 10 -23 g X = 6,0221 x 10 23 átomos X  12 g N° de átomos presentes en 12 gramos de carbono-12
  • 14.  Número que expresa la relación numérica que existe entre las masas de una misma cantidad de átomos de diferentes elementos MASA ATÓMICA Ejemplo Masa atómica de 1 mol de hierro= 55,8 g Masa atómica de 1 mol de azufre= 32 g Razón entre sus masas 55,8 : 32 La masa de 1 mol de Fe es 1,74 veces la masa de 1 mol de S
  • 15. MASA MOLAR  Es la masa de un mol de una sustancia, expresada en gramos  Para un elemento  masa molar  masa atómica  Para un compuesto  masa molar es la suma de las masas molares de todos los átomos contenidos en la fórmula del compuesto Ejemplo Masa molar del agua (H 2 O) Masa atómica aprox. de cada átomo  H= 1 O= 16 Número de átomos de cada elemento  H= 2 O= 1 Masa molar del agua  (2 x 1) + (1 x 16)= 18 g/mol
  • 16. Calcula las masas molares de: a) La sal común (NaCl) b) La acetona (CH 3 – CO – CH 3 ) c) El ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) d) La soda cáustica (NaOH) e) El bicarbonato de sodio (NaHCO 3 )
  • 17. RELACIONES Masa en gramos= (Nº de moles) x (Masa molar) Nº de moles= masa en gramos masa molar
  • 18. MOLARIDAD (M) N° de moles de soluto en un litro de disolución (mol/L) Moles de soluto 1 L de disolución M =
  • 19. El cloro doméstico contiene 16,5 g de hipoclorito de sodio (NaClO) por cada 800 mL (0,8 L) de disolución. Calcule su molaridad Ejemplo  Masa atómica aprox. de cada átomo de soluto:  Número de átomos de cada elemento según fórmula:  Masa molar del soluto: Na= 23 Cl= 35,5 O= 16 Na= 1 Cl= 1 O= 1 (23 x 1) + (35,5 x 1) + (16 x 1)= 74,5 g/mol
  • 20.  N° de moles de soluto: masa en gramos masa molar 16,5 g 74,5 g = = 0,221 moles  Molaridad: X moles de NaClO 1 L de disolución = 0,221 moles 0,8 L X= 0,276 M
  • 21. MOLALIDAD (m) N° de moles de soluto en un kilo de disolvente (mol/Kg) Moles de soluto 1 Kg de disolvente m =
  • 22. Si se tienen 50 g de NaCl en 500 g de agua. Determine la molalidad Ejemplo  Masa atómica aprox. de cada átomo de soluto:  Número de átomos de cada elemento según fórmula:  Masa molar del soluto: Na= 23 Cl= 35,5 Na= 1 Cl= 1 (23 x 1) + (35,5 x 1)= 58,5 g/mol
  • 23.  N° de moles de soluto: masa en gramos masa molar 50 g 58,5 g = = 0,855 moles  Molalidad: X moles de NaClO 1 Kg de disolvente = 0,855 moles 0,5 Kg de agua X= 1,71 mol/Kg
  • 24. FRACCIÓN MOLAR De cualquier componente de una solución se calcula dividiendo el número de moles de cada uno de los componentes por el número total de moles de la solución Fracción molar de soluto moles de soluto moles de soluto + moles de disolvente = Fracción molar de disolvente moles de disolvente moles de soluto + moles de disolvente =
  • 25. Se disuelven 15 g de NaCl en 250 g de agua. ¿Cuál es la fracción molar del soluto y del disolvente respectivamente? Ejemplo  Masa atómica aprox. de cada átomo de soluto :  Número de átomos de cada elemento según fórmula:  Masa molar del soluto : Na= 23 Cl= 35,5 Na= 1 Cl= 1 (23 x 1) + (35,5 x 1)= 58,5 g/mol  N° de moles de soluto : masa en gramos masa molar 15 g 58,5 g/mol = = 0,25 moles de soluto
  • 26.  Masa atómica aprox. de cada átomo de disolvente :  Número de átomos de cada elemento según fórmula:  Masa molar del disolvente : H= 1 O= 16 H= 2 O= 1 (1 x 2) + (16 x 1)= 18 g/mol  N° de moles de disolvente : masa en gramos masa molar 250 g 18 g/mol = = 13,88 moles de disolvente
  • 27.  Fracción molar de soluto: 0,25 0,25 + 13,88 = 0,017 moles  Fracción molar de disolvente: 13,88 0,25 + 13,88 = 0,982 moles
  • 28. NORMALIDAD (N) N° de equivalentes-gramos contenidos en 1 litro de disolución N° Eq-g 1 litro de solución N =
  • 29.  Elementos contituídos por isótopos  masa atómica del elemento es el promedio ponderado de las masas de sus isótopos estables, según su abundancia en la naturaleza Masas de los isótopos del carbono Abundancia en la naturaleza 12 μ 13 μ 98,89% 1,11% Masa atómica para el carbono= (12 μ ) x (98,89%) + (13 μ ) x (1,11%) 100% Ejemplo: Masa atómica para el carbono= 12,01 μ Masa atómica que aparece en la tabla periódica y la que se debe considerar en cualquier compuesto que tenga carbono