1 Curso de Química I para Q y TQSemana # 8: Estequiometria y disoluciones Facultad de Ciencias Naturales y Exactas Departamento de Química Profesor: Danny Balanta Créditos a: Raymond Chang y Martin S. Silberberg

2 Un breve repaso.. Antoine-Laurent de Lavoisier ( ) químico frances, propuso Ley de conservación de la masa la cual es una de las leyes fundamentales de la naturaleza, "En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”.

3 Un breve repaso.. John Dalton ( ) químico y matemático ingles, Propuso la Ley de las presiones parciales y la Ley de proporciones múltiples. También propuso leyes de conservación de la energía los cuales fueron fundamentos para la Termodinámica.

4 Es necesario que hasta este punto usted domine (o recuerde) lo siguiente: Definición de mol, masa molar, masa molecular Conversiones de gramos a moles, moléculas, átomos (análisis dimensional) Conversiones de unidades de temperatura, de otras unidades y notación científica Despeje de ecuaciones y variables (Hasta aquí re-leer diapositivas Cap 1 y Cap 2 de este curso): Tipos de reacciones químicas, y balanceo al tanteo de ecuaciones químicas. Si cree estar prosigamos

5 Interconversiones entre gramos, moles, moléculas y atomosMass (g) = no. of moles x no. of grams 1 mol g No. of moles = mass (g) x no. of grams 1 mol M # de atom o molec = no. of moles x 6.022x1023 atom o molec 1 mol No. of moles = # de atom o molec x 6.022x1023 atom o molec 1 mol

6 Representación de la reacción del H2 con el O2 para formar H2OEcuaciones químicas En una ecuación química, se utilizan fórmulas para expresar la identidad y la cantidad de las sustancias involucradas en un cambio físico o químico, pudiéndose transformar en una o mas nuevas sustancias. Representación de la reacción del H2 con el O2 para formar H2O reactivos productos

7 Ecuaciones químicas Ejemplo: reacción de formación de HF

8 Ecuaciones químicas Ejemplo: reacción de formación de MgO

9 ¿Cómo escribir una reacción química?Una flecha indica reacción química diferenciando reactivos de productos Mg O MgO Los reactivos se colocan en el lado izquierdo Los productos se escriben al lado derecho.

10 ¿Cómo leer una reacción química?2 Mg O MgO 2 átomos de Mg + 1 molécula de O2 forman 2 fórmulas unitarias de MgO 2 moles de Mg + 1 mol O2 forman 2 moles de MgO 48.6 gramos de Mg gramos de O2 forman 80.6 g MgO NO SE LEE : 2 gramos Mg + 1 gramo O2 forman 2 g MgO La ecuación debe estar balanceada, esto significa que el mismo número y tipo de átomos deben estar tanto en la izquierda como a la derecha de la ecuación.

11 Tipos de reacciones químicasCombinación o síntesis: 2 Mg O MgO Descomposición: 2KClO KCl + 3O2 Doble descomposición o intercambio: NaCl + AgNO NaNO3 + AgCl Desplazamiento o sustitución: Zn + H2SO ZnSO4 + H2

12 Tipos de reacciones químicas

13 Tipos de reacciones químicas

14 Tipos de reacciones químicas

15 ¿Cómo balancear ecuaciones químicas?Nota: NO se incluye balanceo por ion electrón ni por oxido reducción. Solo se considera al tanteo Escriba la(s) fórmula(s) correctas para los reactivos en el lado izquierdo de la ecuación y la(s) fórmula(s) correcta(s) de los productos del lado derecho El etano reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua C2H6 + O2 CO2 + H2O Cambie los números antecediendo las fórmulas (coeficientes) para igualar el número de átomos en ambos lados de la ecuación. No cambie los subíndices. 2C2H6 NO ES IGUAL A C4H12

16 ¿Cómo balancear ecuaciones químicas?Comience balanceando los elementos que aparecen en sólo un reactivo y un producto. C2H6 + O2 CO2 + H2O Comience con C o H pero no con O 1 carbono en el lado derecho 2 carbonos en el lado izquierdo multiplique CO2 por 2 C2H6 + O2 2CO2 + H2O 6 hidrógenos en el lado izquierdo 2 hidrógenos en el lado derecho multiplique H2O por 3 C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O

17 ¿Cómo balancear ecuaciones químicas?Balancee los elementos que aparecen en dos o más reactivos o productos C2H6 + O2 2CO2 + 3H2O 7 2 Multiplique O2 por 2 oxígenos en el lado izquierdo 4 oxígenos (2x2) + 3 oxígenos (3x1) = 7 oxígenos en el lado derecho C2H O2 2CO2 + 3H2O 7 2 Quite la fracción multiplicando ambos lados por 2 2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O

18 ¿Cómo balancear ecuaciones químicas?Revise que tenga el mismo número de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación 2C2H6 + 7O2 4CO2 + 6H2O 4 C (2 x 2) 4 C 12 H (2 x 6) 12 H (6 x 2) 14 O (7 x 2) 14 O (4 x 2 + 6) Reactivos Productos 4 C 12 H 14 O

19 Cálculos EstequiométricosLos coeficientes de una ecuación química balanceada: Representan el número de partículas de reactivo y producto El número relativo de moles de cada uno La masa y los moles se relacionan: La ecuación permite el cálculo de las masas y moles de los reactivos y productos para una reaccion dada Las relaciones molares de la ecuación balanceada son utilizadas como factores de conversion.

20 Informacion que contiene una ecuacion balanceadaViewed in Terms of Reactants C3H8(g) O2(g) Products 3 CO2(g) H2O(g) Molecules 1 molecule C3H8 + 5 molecules O2 3 molecules CO2 + 4 molecules H2O Amount (mol) 1 mol C3H mol O2 3 mol CO mol H2O Mass (amu) 44.09 amu C3H amu O2 amu CO amu H2O Mass (g) 44.09 g C3H g O2 g CO g H2O Total Mass (g) g

21 Pasos en estequiometriaEscriba la ecuación química balanceada. Convierta cantidades conocidas de sustancias en moles. Use los coeficientes estequiométricos para calcular el número de moles de la cantidad buscada. Convierta los moles de la cantidad buscada en las unidades deseadas.

22 Pasos en estequiometria: gramos a gramosEl Metanol hace combustión en el aire según la siguiente ecuación: 2CH3OH + 3O CO2 + 4H2O Si 209 g de metanol se consumen en la combustión, ¿qué masa de agua es producida? gramos CH3OH moles CH3OH moles H2O gramos H2O 1 mol CH3OH 32.0 g CH3OH x 4 mol H2O 2 mol CH3OH x 18.0 g H2O 1 mol H2O x = 209 g CH3OH 235 g H2O

23 Siguiendo los pasos, se resuelve de esta manera:Pasos en estequiometria: moles a moles El oxido de cobre (I) se obtiene de sulfuro de cobre (I) en presencia de O2 gaseoso 2Cu2S (s) + 3 O2 (g) Cu2O (s) + 2 SO2 (g) ¿Cuantos moles de O2 se requieren para tratar 10 moles de sulfuro de cobre (I)? Siguiendo los pasos, se resuelve de esta manera: moles Cu2S ? moles O2 3 mol O2 2 mol Cu2S x 10 mol Cu2S = 15 mol O2

24 Siguiendo los pasos, se resuelve de esta manera:Pasos en estequiometria: moles a gramos El oxido de cobre (I) se obtiene de sulfuro de cobre (I) en presencia de O2 gaseoso 2Cu2S (s) + 3 O2 (g) Cu2O (s) + 2 SO2 (g) ¿Cuantos gramos de SO2 se forman a partir de 10 moles de sulfuro de cobre (I)? Siguiendo los pasos, se resuelve de esta manera: moles Cu2S moles SO2 gramos SO2 4 mol SO2 2 mol Cu2S x 64.07 g SO2 1 mol SO2 x 10 mol Cu2S = 641 g SO2

25 Pan: Reactivo límite. Jamón y queso: reactivos en excesoCuando se tienen dos o mas reactivos, uno de ellos será el que determine la cantidad de los productos a formarse y sera el que se consuma por completo, a ese lo llamaremos reactivo limite, mientras que los sobrantes serán considerados reactivos en exceso Ejemplo 1: hacer un sandwich “agrandado”. Se forman 3 sandwich. Pan: Reactivo límite. Jamón y queso: reactivos en exceso

26 Syrope: Reactivo límite. Helado y Cerezas: reactivos en excesoEjemplo 2: hacer un sundae. ¿Quien es el reactivo limite y quienes son los reactivos que están en exceso? Syrope: Reactivo límite. Helado y Cerezas: reactivos en exceso

27 Ejemplo 3: la urea, (NH2)2CO, se prepara por la reacción del NH3 con CO22NH3 + CO (NH2)2CO + H2O En un proceso se hacen reaccionar g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cual es el reactivo limitante? Paso 1: se determina el numero de moles de urea obtenidas con los reactivos NH3 y CO2 por separado.

28 Ejemplo 3 (cont): calcule la masa de urea que se forma.Paso 2: tome el número de moles que se forman de urea a partir del reactivo límite y calcule la masa en gramos de la urea que se forma. ¿Que masa de reactivo en exceso (CO2) quedará sin reaccionar al final? Paso 3: Calcule la masa de CO2 que reaccionó para producir las moles de (NH2)2CO y después haga la diferencia entre los 1142 g de CO2

29 Ejercicio: en un proceso 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3.2Al + Fe2O Al2O3 + 2Fe a) ¿Cual es el reactivo limite? b) Calcule la masa en gramos de Al2O3 que se formó c) ¿Que cantidad de reactivo en exceso que no reaccionó? Solución al final de las diapositivas….

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31 ¿Por qué el rendimiento real es diferente al rendimiento teórico?1. La pureza de los reactivos de partida no es del 100 % 2. Se pierde material en el proceso de separación y purificación del producto generado. 3. Balanzas descalibradas, material volumétrico descalibrado en general. 4. Reacciones incompletas o que se devuelven (equilibrios presentes, reacciones secundarias, principio de Le Chatelier)

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34 Ejercicio de % de rendimiento.Clave: identifique quien es el reactivo límite.

35 El porcentaje de pureza nos dice cuanto hay (en %) verdaderamente del compuesto de interés en un reactivo en particular, ya que los reactivos no siempre son totalmente puros. % 𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎= 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑝𝑢𝑟𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜 ∗100% También es válido decir que: 𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎+𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎𝑠=100% E igualmente: 𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎=𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎 ∗ % 𝑑𝑒 𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎

36 Ejemplo: en 40 g de NH4Cl del 85% de pureza, ¿cuantos g del compuesto son puros? Solución: se utiliza la ecuación 𝑆𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎=𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎 ∗ % 𝑑𝑒 𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎 =40 𝑔 𝑁 𝐻 4 𝐶𝑙 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠∗ 85 𝑔 𝑁 𝐻 4 𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠 100 𝑔 𝑁 𝐻 4 𝐶𝑙 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑜𝑠 =34 𝑔 𝑁 𝐻 4 𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜

37 La caritenita, SnO2 se trata en un horno con 1 kg de coque (carbon impuro) y se obtienen 4 kg de estaño puro (Sn), quedando sin reaccionar 3 moles de SnO2. si la reacción que ocurre es: • Calcular el porcentaje de carbono en el coque. • Cuantos kilogramos de SnO2 se colocaron en el horno? Solución: se debe partir desde los 4 kg de Sn puros, por que el 1 kg de coque está impuro. Cantidad de SnO2 originalmente colocados en el horno: 1 mol SnO2 1 mol Sn x g SnO2 1 mol SnO2 x = 4000 g Sn 1 mol Sn g Sn x g SnO2 (5.07 kg)

38 Cantidad de SnO2 que si reaccionó:g SnO2 1 mol SnO2 x = g SnO2 g SnO2 - 3 mol SnO2 Calcular el % de carbono en el coque (que está impuro). Primero se calcula la cantidad de coque que si está puro, desde los 4000 g de Sn 2 mol C 1 mol Sn x 12 g C 1 mol C x = g C 4000 g Sn 1 mol Sn g Sn x % Carbono en el coque g C (puro) 1000 g C (impuro) 100% = % C x

39 Ejercicio: El antimonio se obtiene calentando stibnita (Sb2S3) pulverizada con chatarra de hierro; el antimonio fundido se extrae del fondo del recipiente donde ocurre la reacción. Suponga que se calientan 600 g de stibnita (Sb2S3) con 250 g de limaduras de hierro para producir 320 g de antimonio (Sb). Determine: • El reactivo límite • La cantidad de reactivo en exceso que no reacciona • El porcentaje de rendimiento • El porcentaje de conversión

40 Una disolución es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias purasUna disolución es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias puras. Normalmente un soluto y un solvente. El soluto es la sustancia presente en menor proporción. El solvente es la sustancia presente en mayor proporción.

41 Tipos de soluciones que pueden existirTipos de soluciones que pueden existir. Se distinguen 6 tipos de disoluciones dependiendo de las propiedades fisicas de las sustancias

42 Una solucion saturada contiene la cantidad máxima de un soluto que se disolvería en un solvente a una temperatura específica. Una solución no saturada contiene menos soluto que el que puede disolverse a una temperatura específica. Una solución supersaturada contiene más soluto que el que puede haber en una solución saturada a una temperatura específica. Los cristales de acetato de sodio se forman rápidamente cuando se agrega una pizca de cristal a una solución supersaturada de acetato de sodio.

43 Acetato de sodio: solucion supersaturadaAcetato de sodio: solucion supersaturada. Experimento “nieve caliente” (exotérmico)

44 A veces cando se adiciona un soluto a un solvente, este precipitaA veces cando se adiciona un soluto a un solvente, este precipita. ¿Por que? Lo anterior depende de la solubilidad del soluto, que se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica, determinando que tan soluble o no será una sustancia. Se dice que una sustancia es soluble, si se disuelve una cantidad suficiente cuando se agrega al agua. Reacción entre Pb(NO3)2 y KI para dar PbI2 insoluble (amarillo)

45 La solubilidad puede verse afectada por factores como:Temperatura Naturaleza de las sustancias (soluto y solvente) Grado de agitación y área de contacto.

46 Gráfico de Solubilidad vs Temperatura para algunos compuestos:

47 Unidades de concentración de las solucionesEl estudio cuantitativo de una disolución requiere que se conozca su concentración. La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución. Las formas mas usuales de expresar este parámetro son las siguientes: Porcentaje (%p/p, % v/v, % p/v) Molaridad (M) molalidad (m) Normalidad (N) Partes por millón, billón o trillon (ppm, ppb, ppt)

48 Unidades de concentración de las solucionesEl porcentaje en masa (también llamado porcentaje en peso, %p/p) es la relación de masa de un soluto en la masa de la disolución. Recordar que: masa disolución = masa soluto + masa disolvente % 𝑝/𝑝= 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑔) ∗100% Ejemplo: prepare 100 g de una disolución, compuesta por 10 g de NaCl y agua, encuentre su concentración en p/p. %𝑝/𝑝= 10 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙 10 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙+90 𝑔 𝑎𝑔𝑢𝑎 ∗100%=10 % Nota: El porcentaje en masa no tiene unidades ya que es una relación de cantidades semejantes

49 Unidades de concentración de las solucionesEl porcentaje en volumen es la relación de volumen de un soluto en el volumen de la disolución. Recordar que: volumen disolución = vol. soluto + vol. disolvente % 𝑣/𝑣= 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝐿) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿) ∗100% El porcentaje en peso/volumen es la relación de masa de un soluto en el volumen de la disolución. Ej: g/mL ó kg/L % 𝑝/𝑣= 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿) ∗100%

50 Unidades de concentración de las solucionesLa Molaridad es el número de moles de soluto en un litro de disolucion. Se representa con una “M” mayúscula 𝑀=𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑= 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) Las unidades de la molaridad son moles/L La molalidad es el número de moles de soluto disueltos en 1 kg (1000 g) de disolvente. Se representa con una “m” minúscula 𝑚=𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑= 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝑘𝑔) Las unidades de la molalidad son moles/kg

51 Unidades de concentración de las solucionesLa Normalidad es la molaridad multiplicada por el # de equivalentes de una disolución. Se representa con una N mayuscula 𝑁=𝑁𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑=𝑀∗#𝑒𝑞 Las unidades de la normalidad son equivalentes gramo soluto/L Los equivalentes se expresan según el tipo de sustancia, así: Eq. H+: # de iones H+ en la formula Eq OH-: # de iones OH- en la formula Eq. Sal: # de cationes o aniones por formula (siempre es el mismo numero) Eq. Agente oxidante o reductor: # de electrones ganados o perdidos en la molecula Eq. de un elemento ó ion: valencia del elemento o el ion.

52 Unidades de concentración de las solucionesLas partes por millón (ppm), se refieren a la cantidad de unidades de una determinada sustancia que hay por cada millón de unidades de la solución, o lo que es lo mismo, 1 ppm se define como 1 mg de soluto en 1 L de solución. 𝑝𝑝𝑚= 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑔) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) 𝑝𝑝𝑚= 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑘𝑔) Similarmente, partes por billón (ppb) y partes por trillon (ppt) serían: 𝑝𝑝𝑏= 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝜇𝑔) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) 𝑝𝑝𝑏= 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝜇𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑘𝑔) 𝑝𝑝𝑡= 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑛𝑔) 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) 𝑝𝑝𝑡= 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑛𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑘𝑔)

53 Ejemplo: ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una cerveza que 16 mL de alcohol en un volumen total de 350 mL? %𝑣/𝑣= 16 𝑚𝐿 𝑎𝑙𝑐𝑜ℎ𝑜𝑙 350 𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 ∗100%=4.57% Ejemplo: ¿Cuál es el %p/v del soluto en una disolución que contiene 15 g de KI en 150 mL de solución? %𝑝/𝑣= 15 𝑔 𝐾𝐼 150 𝑚𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 ∗100%=10% Ejemplo: ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 20 g de NaCl en 600 mL de solución? 𝑀= 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐿 = 20 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙∗ 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎𝐶𝑙 58.5 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙 600 𝑚𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎∗ 1 𝐿 𝑎𝑔𝑢𝑎 1000 𝑚𝐿 𝑎𝑔𝑢𝑎 =0.56 𝑀

54 Ejemplo: ¿Cuánta masa de Kl se requiere para hacer 500 mL de solución de Kl a 2.80 M?2.80 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐾𝐼 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 ∗ 1 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑚𝐿 𝑠𝑙𝑛 ∗500 𝑚𝐿 𝑠𝑙𝑛∗ 166 𝑔 𝐾𝐼 1 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝐼 =232 𝑔 𝐾𝐼 Diluciones: en ocasiones es necesario preparar una solución mas diluida a partir de otra mas concentrada. 𝑽𝟏∗𝑪𝟏=𝑽𝟐∗𝑪𝟐 En la fórmula, V1 y C1 son los datos (volumen, concentración) de la solución mas concentrada o de partida; mientras que V2 y C2 son los datos (volumen, concentración) de la solución diluida, o a preparar. Las unidades de V1 y V2 son de volumen (mL, L, dL, m3, etc) Las unidades de C1 y C2 son de concentración (%p/p, %p/v, %v/v, M, m, N, ppm, ppb, ppt, etc)

55 Ejercicio Diluciones: Prepare una solución isotónica que consiste en 0Ejercicio Diluciones: Prepare una solución isotónica que consiste en 0.8 L de NaCl 0.15 M, a partir de otra mas concentrada (NaCl 6.0 M solucion stock) Solución: se require despejar V1 ya que se tienen los otros datos de la solución mas diluida (V2, C2) y la concentracion original (C1) 𝑉1= 𝑉2∗𝐶2 𝐶1 = 0.8 𝐿 𝑁𝑎𝐶𝑙∗0.15 𝑀 𝑁𝑎𝐶𝑙 6.0 𝑀 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑉1∗𝐶1=𝑉2∗𝐶2 𝑉1=0.02 𝐿 𝑁𝑎𝐶𝑙 Los 0.02 L de la solución original se diluyen hasta 0.8 L adicionando agua

56 ¿Cómo preparar disoluciones en el laboratorio?Pipetas Vaso Beaker Erlenmeyer Probeta Vidrio reloj Espátula Matraz volumétrico Varilla agitación

57 ¿Cómo preparar disoluciones en el laboratorio?Weigh the solid needed. Transfer the solid to a volumetric flask that contains about half the final volume of solvent. B Dissolve the solid thoroughly by swirling. C Add solvent until the solution reaches its final volume.

58 Preparación de una solución diluida a partir de una masconcentrada

59 Ejercicios con respuesta:Una muestra de 6.44 g de naftaleno(C10H8) se disuelve en 80.1 g de agua. Calcule el porcentaje en masa de C10H8 en la disolución? R/ 7.41 % p/p Cual es la molaridad de 250 mL de una disolucion que contiene 159 g de dicromato de potasio (K2Cr2O7) ? R/ 2.16 M Calcule la molalidad de una disolución que contiene 7.78 g de úrea [(NH2)2CO] en 203 g de agua.? R/ 0.64 m Una muestra de g de KCl se disuelve en 54.6 g de agua. Cual es el porcentaje en masa de KCl en la disolucion? R/ 1.61 % p/p Cual es la molaridad de 85 mL de una disolucion que contiene 1.77 g de etanol (C2H5OH)? R/ M Calcule la molalidad de una disolucion de ácido sulfúrico (H2SO4) que contiene 24.4 g de ácido sulfúrico en 198 g de agua? R/ 1.26 m

60 ¡Muchas gracias por su atención!

61 Ejercicio: en un proceso 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3Ejercicio: en un proceso 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3. Determinar quien es el reactivo limite de acuerdo a la reaccion. Calcule también la masa de Al2O3 que se forma. 2Al + Fe2O Al2O3 + 2Fe g Al mol Al moles Fe2O3 necesarios g Fe2O3 necesarios O también g Fe2O3 mol Fe2O3 moles Al necesarios g Al necesarios 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Fe2O3 2 mol Al x 160 g Fe2O3 1 mol Fe2O3 x = 124 g Al 367 g Fe2O3 124 g de Al reaccionan exactamente (en proporcion 2:1) con 367 g de Fe2O3 Como hay más Fe2O3 (601 g) el Al es el reactivo limite

62 Ejemplo 3: continuación. Calcule también la masa de Al2O3 que se formaEjemplo 3: continuación. Calcule también la masa de Al2O3 que se forma. Recordar que se determina a partir del react. Limite. 2Al + Fe2O Al2O3 + 2Fe g Al mol Al moles Al2O3 g Al2O3 necesarios 1 mol Al 27.0 g Al x 1 mol Al2O3 2 mol Al x 102. g Al2O3 1 mol Al2O3 x = 124 g Al 234 g Al2O3