UNIDADES DE CONCENTRACIÓN EN LAS DISOLUCIONES

La cantidad de substancia disuelta en un peso o volumen determinado de disolución, o incluso de disolvente, contribuye a la concentración de la disolución.

Existen diferentes maneras de expresarla. La cantidad de substancia disuelta, conocida en general como soluto, puede expresarse en unidades físicas (corrientemente en gramos), o en unidades químicas (en moles o en equivalentes gramo).

Esta cantidad de soluto debe referirse a un peso determinado de disolución o de disolvente (100 o 1000 gramos) o a un volumen de disolución (1 litro) y más raramente de disolvente.

Las UNIDADES DE CONCENTRACIÓN utilizadas son las siguientes:

• Peso de soluto en peso de disolución: también llamado Tanto por ciento en peso, se refiere a Gramos de soluto en 100 gramos de disolución. (Unidad utilizada muy frecuentemente en la vida práctica).
• Peso de soluto en peso de disolvente: Gramos de soluto en 100 gramos de disolvente. (Poco utilizada. Siempre que la concentración se expresa en tanto por ciento en eso, se refiere a peso de soluto en 100 partes en peso de disolución. Puede ser útil para preparar la disolución correspondiente).
• Peso de soluto en volumen de disolución: Gramos de soluto en 1 litro de disolución. (Empleada también muchísimo en el trabajo corriente).
• Peso de soluto en volumen de disolvente: Gramos de soluto en 1 litro de disolvente. (Poco utilizada. Cuando la concentración se expresa simplemente en gramos por litro se refiere siempre a volumen de disolución. Puede ser útil, no obstante, para preparar rápidamente la disolución).
• Moles de soluto en volumen de disolución: También llamada Molaridad, se refiere a: Moles de soluto en 1 litro de disolución. (Unidad muy utilizada en los cálculos químicos).
• Equivalentes gramo de soluto en volumen de disolución: También llamada Normalidad, y se refiere a: Equivalentes gramo de soluto en 1 litro de disolución. (Unidad utilizada exclusivamente en análisis volumétrico. Es muy útil; disoluciones de igual normalidad reaccionan volumen a volumen).
• Moles de soluto en peso de disolvente: Llamada Molalidad, o Moles de soluto en 1000 gramos de disolvente. (Unidad utilizada en el estudio teórico de propiedades de las disoluciones)
• Fracción Molar: Moles de cada componente en 1 mol de disolución. ( Es la unidad de concentración químicamente más correcta. Se utiliza también en estudios teóricos, en especial cuando la división de los componentes de la disolución en soluto y solvente sería completamente arbitraria).

*Para transformar unidades de concentración referidas a peso, a unidades de concentración referidas a volumen, o viceversa, se necesita conocer la densidad de la disolución.

**No existe una relación matemática entre la concentración de una disolución y su densidad, si bien, en general, existe una relación unívoca entre ambas magnitudes, esto es, a cada concentración corresponde a una densidad y a cada densidad corresponde una sola concentración. Para diversas substancias se ha determinado esta relación, por lo cual, conocida la densidad de una disolución dada puede hallarse la concentración que corresponde.

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR

CÁLCULOS PARA DETERMINAR LA FÓRMULA EMPÍRICA

(Leer la fundamentación teórica en los artículos anteriores)

Para determinar la fórmula empírica de un compuesto debemos conocer la COMPOSICIÓN CENTESIMAL exacta del producto en cuestión; para comprender el procedimiento, se resolverán los siguientes problemas:

1) Al analizar el cromato potásico se encuentra que contiene 40,25% de potasio, 26,79% de cromo y 32,95% de oxígeno. Averiguar la fórmula empírica del cromato potásico


a) COMPOSICIÓN CENTESIMAL Y SUS CORRESPONDIENTES PESOS ATÓMICOS

K = 40.25% = 40.25 g----------Peso atómico = 39.1 g/mol

Cr = 26.79% = 26.79 g----------Peso atómico = 52.01 g/mol

O = 32.95% = 32.95 g----------Peso atómico = 16.00 g/mol

b) CALCULAR LOS MOLES DE CADA ELEMENTO

moles de K = 40.25 g / 39.1 g/mol = 1.03 mol

moles de Cr = 26.79 g / 52.01 g/mol = 0.52 mol

moles de O = 32.95 g / 16 g/mol = 2.06 mol

* Entre los moles calculados, determinamos el menor entre todos ellos, en este caso corresponde a 0.52 mol. Para determinar los moles reducidos, se procederá a dividir cada uno de los moles calculados entre el menor de ellos, con el fin de transformarlos en Nº enteros.

c) CALCULAR LOS MOLES REDUCIDOS

moles reducidos de K = 1.03 mol/0.52 mol = 1.98 se aproxima a 2

moles reducidos de Cr = o.52 mol/0.52 mol = 1

moles reducidos de O = 2.06 mol/ 0.52 mol = 3.96 se aproxima a 4

d) EXPRESAR LA FÓRMULA EMPÍRICA

La fórmula empírica del cromato potásico será en consecuencia K2CrO4


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2) Un compuesto llamado hidrato de cloral, sustancia orgánica empleada como hipnótico, posee las siguientes proporciones. Hallar la fórmula empírica de la sustancia.

elemento----------% elemento----------moles elemento----------moles reducidos
C------------------14,52----------------1,209--------------------1,209/1,209 = 1
H------------------1,83-----------------1,816--------------------1,816/1,209 = 1,5
O-----------------19,35-----------------1,210--------------------1,210/1,209 = 1
Cl-----------------64,30----------------1,814---------------------1,814/1.209 = 1,5

* Como se puede observar los moles reducidos aún no son Nº enteros, pero se pueden hacer tales si se utiliza el siguiente procedimiento matemático, al multiplicar 1,5 x 2 = 3 es decir, lo hacemos entero, entonces cada uno de los moles reducidos se multiplicarán por 2 para no perder la proporción entre ellos, y todos estarán en números enteros, tal y como lo requiere una fórmula química, quedando:

elemento---------------moles reducidos
C------------------------2
H------------------------3
O------------------------2
Cl------------------------3

La fórmula empírica del hidrato de cloral es C2H3O2Cl3

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3) La fórmula empírica de un ácido monoprótico es CH2O con un peso fórmula (molecular) de 90,09 g/mol. Calcula con estos datos la fórmula molecular del ácido.

a) PESO MOLECULAR DE LA FÓRMULA EMPÍRICA

PM = (12,01 + 2 x 1.008 + 1 x 16) g/mol
PM = 30.03 g/mol

b) RELACIÓN ENTRE LOS PESOS MOLECULARES

PM fórmula molecular / PM fórmula empírica = 90,09 g/mol / 30.03 g/mol = 3

El nº 3 significa el valor que multiplicará la fórmula empírica para dar la fórmula molecular

3 x (CH2O) = C3H6O3 que es la fórmula molecular.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

CÁLCULOS PARA DETERMINAR LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL


Se recomienda leer la teoría dada en el artículo anterior para poder comprender el procedimiento de los cálculos inherentes a la determinación de la composición centesimal de una molécula.


1) La fórmula del agua es H2O. Hallar la composición centesimal del agua

En una molécula de agua ha 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Su peso molecular corresponde a:

PM del agua = 2 x Pat del H + 1 x Pat del O
PM del H2O = (2 x 1,008) + (1 x 16,000)

Gramos totales = PM del H2O = 18,016 g

En este peso molecular corresponden 2 x 1,008 = 2,016 g de hidrógeno y 16,000 g de oxígeno. Por consiguiente la proporción de estos dos elementos en el agua será:

% elemento = (gramos del elemento / gramos totales) x 100

% H = (2 x 1,008 g / 18,016 g) x 100 =
%H = 0, 1119 x 100 = 11.19 % de Hidrógeno

%O = (16 g / 18,016 g) x 100 =
%O = 0.8881 x 100 = 88.81 % de Oxígeno

Por consiguiente, el agua está constituida por:
elemento---------- % del elemento
Hidrógeno---------- 11,19 % de H
Oxígeno------------ 88.81% de O


Siguiendo el procedimiento anterior, resuelve los siguientes problemas:

2) Hallar la composición centesimal del clorato potásico KClO3


Resultado:
elemento --------------% del elemento
K ----------------------31,91 % de K
Cl --------------------- 28,93 % de Cl
O --------------------- 39,16 % de O


3) Calcular el % Cu (tanto por ciento de cobre) existente en los compuestos siguientes:
a) óxido cuproso, Cu2O
b) cloruro cuproso, CuCl
c) sulfuro cúprico, CuS
d) sulfato cúprico pentahidratado CuCO4.H2O

Resultado:
ejercicio ----------------% Cu
a) ----------------------88,85 % de Cu
b) ----------------------64,20 % de Cu
c) ----------------------66,46 % de Cu
d) ----------------------25,45 % de Cu

FÓRMULAS MOLECULARES Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL

En capítulos anteriores se ha indicado la manera de determinar el peso molecular de las sustancias. El problema inmediato es averiguar la fórmula de los compuestos, ésto es, conocer el número de átomos de los elementos que integran su molécula, o lo que es lo mismo, el número de pesos atómico-gramo de cada elemento que integran un mol del correspondiente compuesto.

La determinación de la fórmula de un compuesto se realiza fácilmente a partir de la composición centesimal del mismo, ésto es, de la cantidad en peso de cada elemento que existe en cien partes del compuesto, forma habitual de indicar su composición ya que es una medida más comprensible que la del tanto por uno.

La composición centesimal nos da el peso en gramos de cada elemento existentes en 100 gramos del compuesto, y se determina a partir de la fórmula molecular conocida, la cual se habría determinado mediante métodos químicos adecuados:

1) Si el compuesto se forma a partir de cantidades conocidas de los elementos o método sintético

2) O bien, los elementos pueden aislarse del compuesto o método analítico

En cualquier caso, la determinación de composición centesimal es inmediata.

1) Se detemina el peso molecular de la fórmula dada

2) Se determina el peso de cada elemento presente en su respectivo peso molecular

3) Se procede a aplicar la siguiente fórmula

% del elemento = (gramos del elemento / gramos totales) x 100

Recordar que los gramos totales se refieren al peso molecular de la fórmula. El resultado obtenido está expresado en % y se refiere a 100 g del compuesto, por lo cual cada porcentaje correspondería a los gramos respectivos de cada elemento.

La fórmula empírica se calcula a partir de la composición centesimal conocida de un determinado compuesto, para lo cual se deberán seguir los siguientes pasos:

1) Tener la composición centesimal de la fórmula que se va a proceder a calcular: recordar que la composición centesimal son los gramos de cada elemento por 100 g del compuesto.

2) Determinar los número de moles de cada elemento, que se obtienen dividiendo los pesos de cada elemento (de la composición centesimal) entre sus respectivos pesos atómicos.

3) Los números que se obtienen en los cálculos anteriores son generalmente decimales, y vale recordar que en cualquier compuesto, su molécula posee sus átomos en relación de números enteros, por lo cual se deberá aplicar el siguiente porcedimiento matemático, con el fin de transformar los coeficientes decimales en números enteros.

4) Vamos a observar los moles calculado en el paso anterior, de allí vamos a determinar cuál de ellos es el menor entre todos. Para obtener los números enteros, es decir, los moles reducidos, se procede a dividir cada uno de los moles calculados entre el menor de los moles: el menor entre sí mismo dará indudablemente la unidad, y frecuentemente los restantes pasan también a ser números enteros. De no ser así, es una cuestión muy fácil ver por cuál de los números enteros sencillos (2, 3, 4, ...) hay que multiplicar estos nuevos cocientes para que todos ellos puedan pasar a ser números enteros. Recordar que si debemos multiplicar algún mol reducido por algún número para hacerlo entero, deberemos multiplicar también tal número por todos los moles reducidos, pues así no se altera la relación etre los átomos del compuesto a determinar.

5) De esta forma se llega a un grupo de coeficientes enteros pequeños que corresponden a cada uno de los átomos que conforman el compuesto. La fórmula que se determina con éste procedimiento es la fórmula empírica; la fórmula molecular bien podría ser un múltiplo de la misma, la cual puede establecerse a partir de los pesos moleculares repectivos a las fórmulas empírica y molecular.

6) Si conocemos el peso molecular de la fórmula molecular (PFM) y determinamos el peso molecular de la fórmula empírica (PFE) podremos calcular de manera muy sencilla el múltiplo existente entre las 2 fórmulas

Múltiplo = PFM / PFE

Para establecer la fórmula molecular se procederá a multiplicar el múltiplo por los coeficientes de cada uno de los átomos que conforman la fórmula empírica.

En ambos casos (composición centesimal y fórmula empírica), los cálculos son muy sencillos basta trabajar con cuidado. En las entradas siguientes se explicarán la manera de operar en este tipo de cálculos químicos