ley combinada

Ley Combinada 

"El volumen ocupado por una masa gaseosa, es inversamente proporcional a las presiones y directamente proporcional a las temperaturas absolutas que soportan"

Observa la siguiente imagen a través de la cual se comprueba el enunciado de la presente ley:

De acuerdo con el enunciado, se puede establecer la siguiente expresión matemática:

V1 . P1 = V2 . P2

                                                                         T1            T2

En donde:

  V= Volumen

  P= Presión

  T= Temperatura

Observa en los siguientes ejemplos la aplicación de dicha expresión:

Una masa gaseosa ocupa u volumen de 2,5 litros a 12 °C y 2 atm de presión. ¿Cuál es el volumen del gas si la temperatura aumenta a 38°C y la presión se incrementa hasta 2,5 atm?

 identificar los datos que brinda el enunciado.

V1= 2,5 L

T1= 12 °C

P1= 2 atm

T2= 38 °C

P2= 2,5 atm

V2= ?

 

Despejar V2 de la expresión V1 . P1 = V2 . P2 , quedando así:

                                                            T1            T2

V2= V1 . P1 . T2

                                                                                  T1 . P2

·Transformar las unidades de temperatura (°C) a Kelvin.

                        T1: K= °C + 273                                     T2: K= °C + 273

                        K= 12 + 273= 285 K                              K= 38 + 273= 311 K

· Sustituir los datos en la expresión y efectuar los calculos matemáticos.

V2= 2,5 L . 2 atm . 311 K

                                                                                                    285 K . 2,5 atm

            Se cancelan las unidades de presión y temperatura (atm y K), se obtiene el resultado.

V2= 2,18 L

fraccion molar

Fraccion molar 

Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

Xsto + Xste = 1

ejercicio 

una solución contiene 36% en masa de HCl 

a) calcule la fracción molar de HCl

b) calcule la molalidad del HCl en la disolución 

solucion

vamos a fijar una cantidad de 100g de disolución para hacer el problema 

en esos 100g de disolución habrá 36g de HCl y 64g de agua. ahora solo tenemos que convertir a moles ambas cantidades.

a) Hacemos el cálculo de la fracción molar:

Hacemos el cálculo de la molalidad. Ésta se define como el cociente entre los moles de soluto y la masa de disolvente, expresada en kilogramos:

moralidad

Molaridad

En química, la concentración molar (también llamada molaridad), es una medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado expresado en moles por litro. Al ser el volumen dependiente de la temperatura, el problema se resuelve normalmente introduciendo coeficientes o factores de corrección de la temperatura, o utilizando medidas de concentración independiente de la temperatura tales como la molalidad

La concentración molar o molaridad representada por la letra M, se define como la cantidad de soluto por unidad de volumen de disolución, o por unidad de volumen disponible de las especies:²

Aquí, n es la cantidad de soluto en moles, m es la masa de soluto en gramos, PM es el peso de un mol de moléculas en g/mol y V el volumen en litros de la disolución.

Consideremos la preparación de 100 ml de una solución 2 M de NaCl en agua. Dado que la masa molar del NaCl es 58 g/mol, la masa total necesaria es 2*(58 g)*(100 mL)/(1000 mL) = 11,6 g, disueltos en ~80 ml de agua, y posteriormente añadiendo agua hasta que el volumen alcance 100 mL.

normalidad

Normalidad 

La normalidad es otra medida de la concentración de una solución y en muchas ocasiones los estudiantes presentan dificultad para asimilar este tipo de medida de concentración en una solución.
 Por esto quiero desarrollar este tema de la manera más entendible para que el estudiante se enfrente a los laboratorios de una forma más práctica.

Miremos los siguientes ejemplos: Para el H2SO4 los equivalentes se determinan así: el hidrógeno tiene como número de oxidación +1 y como hay 2 átomos de hidrógeno en su totalidad son 2 H+ por lo tanto hay 2 equivalentes por mol en el compuesto. Para el NaOH los equivalentes se determinan así: hay 1 grupo hidroxilo en la base y por lo tanto hay 1 equivalente por mol en el NaOH Para el Na2SO4 los equivalentes se determinan así: el Na tiene como número de oxidación +1 y como hay 2 átomos de Na  en el compuesto indica que hay 2 cargas positivas de Na, por lo tanto en el compuesto hay 2 equivalentes por mol en la sal.

 La fórmula de la normalidad es: N= equivalentes soluto/L de solución.

 Ejercicio: Se tienen 25 g de H2SO4 disueltos en 1 L de solución. Hallar su Normalidad. N de H2SO4= equivalentes/ L de solución.

 En el ejercicio ya tengo 1 L de solución, solo tengo que hallar los equivalentes para poder encontrar la normalidad de H2SO4.
 Para esto necesito hallar la masa atómica de H2SO4 o peso molecular.
 Así: Masa atómica de H2SO4= 1g/mol x2 +32 g/mol x1 + 16 g/mol x4 =98 g/mol. Luego: Peso-equivalente-gramo de H2SO4= 98g/mol/ 2equivalentes/mol =49g/equivalente.
 Si interpretamos el dato anterior quiere decir que 1 equivalente de H2SO4 pesa 49 g.

 Ahora, voy a encontrar los equivalentes que hay en los 25 g de H2SO4 utilizando factor de conversión. Así

: 25 g de H2SO4 x 1 equivalente/ 49 g H2SO4 = 0,51 equivalente de H2SO4.

Finalmente reemplazo en la fórmula de Normalidad.

 N de H2SO4 = 0,51 de H2SO4/1 L de solución

 De otro lado si desea pasar de  normalidad a molaridad, utilice la siguiente fórmula:

N =  # equivalentes x M

Donde N es normalidad y   M es molaridad

Concentracion porcentual masa/volumen

Concentración porcentual masa/volumen

COMPOSICIÓN PORCENTUAL MASA-VOLUMEN %m/v

Al calcular el % m/v se debe considerar que el soluto se expresa en gramos (unidad de masa) y la disolución en cm3, cc ó ml (unidades de volumen). Como estas unidades no son iguales, no se pueden sumar el valor del soluto + el valor del solvente de manera directa para obtener el volumen de la disolución.
La fórmula para determinar la concentración es:
% m/v = gramos de soluto / volumen disolución x 100

Ejercicio 1: ¿cómo calcular la concentración en % m/v?Un alumno mezcló 300 mg de sal de mesa con agua hasta obtener 60 ml de disolución ¿Qué concentración tiene esta disolución?
a) lo primero que se debe haceer es convertir los 300 mg a gramos, plantearemos una regla de 3 simple:
1 gramo ------------- 1000 mg
x ------------------------ 300 mg

X = 300 mg . 1 g / 1000 mg , eliminando las unidades comunes, tenemos
X = 0,3 g

b) calcular la concentración
soluto = sal de mesa; solvente = agua; disolución= agua salada

% m/v = g soluto / ml disolución X 100 

% m/ v = 0,3 g / 60 ml x 100 =
% m/v = 0,5 % m/v = 0,5 g/ml

concentracion porcentual volumen/volumen

Concentración porcentual volumen/volumen

LA CONCENTRACIÓN VOLUMEN-VOLUMEN %v/v

Para calcular la concentración porcentual volumen-volumen %v/v, el volumen puede expresarse en mililitros ml, centímetros cúbicos cm3 ó cc.

El volumen varía con la presión y la temperatura; sin embargo, estas condiciones son constantes, pues la variación de volumen es despreciable (es muy pequeña). La concentración de algunas disoluciones se expresan en %v/v debido al estado físico de sus componentes.

Se debe tener presente que los volúmenes son aditivos, esto significa que la suma del volumen del soluto con el del solvente es igual al volumen de la disolución.

Ejercicio 1: ¿cómo calcular la concentración en % v/v?

Un ama de casa desea preparar una limonada disolviendo 50 cc de zumo de limón en medio litro de agua = 500 cc ¿Qué concentración tiene la limonada?

a) se debe determinar el volumen total de la disolución preparada

soluto = zumo de limón; solvente = agua; disolución = limonada

Disolución = soluto + solvente

Disolución = 50 cc + 500 cc

Disolución = 550 cc

b) determinar %v/v

%v/v = cc soluto / cc disolución x 100

%v/v = 50 cc / 550 cc x 100, eliminaando unidades comunes, tenemos que:

%v/v = 9,09 % v/v

concentración porcentual masa/masa

Concentración porcentual masa/masa

La masa es una medida constante que no se ve afectada por las variaciones de temperatura, presión ni fuerza de gravedad,y es igual, medida en cualquier parte del Universo; por lo tanto la concentración % m/m es muy usada para los análisis químicos debido a su exactitud. 

Ejercicio : ¿cómo calcular la concentración en % m/m? 

Un alumno preparó una disolución de agua salada mezclando 150 g de agua con 5 g de sal común (NaCl). ¿Cuál será la concentración de la disolución preparada? 

a) en primer lugar se debe calcular la masa total de la disolución, para lo cual debemos identificar: soluto = 5 g de sal; solvente = 150 g de agua 

b) Disolución = soluto + solvente Disolución = 5 g + 150 g 
Disolución = 155 g 

Aplicando la fórmula: 
% m/m = g soluto / g disolución x 100 % m/m = 5 g / 155 g x 100, eliminando unidades comunes, tenemos: 
% m/m = 500 / 155 
% m/m = 3,23 % m/m 

Soluciones (sobre saturadas y saturadas)

Soluciones 

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Estas sustancias pueden ser sólidas, líquidas y gaseosas.

Las soluciones, también llamadas disoluciones, son uniones físicas entre dos o más sustancias que originan una mezcla de tipo homogénea, la que presenta uniformidad en todas sus partes.

Estados de las soluciones

Se sabe que toda la materia del mundo se presenta fundamentalmente en 3 estados físicos o de agregación, y en igual modo se presentan las soluciones en la naturaleza, así:

a. Soluciones sólidas. Todas las aleaciones, como el latón (cobre con zinc), bronce (cobre con es

taño), acero (carbono con hierro), etc.

b. Soluciones líquidas. Como

- Sólido en líquido: sal disuelta en agua; azúcar disuelta en agua, etc.

- Líquido en líquido: alcohol disuelto en agua, etc.

- Gas en líquido: oxígeno en agua, el gas carbónico en los refrescos, etc.

c. Soluciones gaseosas. Como el aire, que es una solución formada por varios gases (solutos), ta

les como el dióxido de carbono, oxígeno y argón, los cuales están disueltos en otro gas llama –

do nitrógeno (solvente). Otros ejemplos son la niebla y el humo.

Soluciones sobresaturadas 

Una solución sobresaturada es aquella solución en la que tenemos soluto (lo que se disuelve) sin disolver en el solvente (en lo que se disuelve).

Un ejemplo de esto lo podemos ver cuando tenemos un vaso con agua y le agregamos una gran cantidad de sal (puedes probar con 10 cucharadas soperas), por mas que agitemos el vaso con agua va a quedar una cantidad de sal sin disolverse en el fondo.   

Soluciones saturadas 

Una solución sobresaturada es aquella solución en la que tenemos soluto (lo que se disuelve) sin disolver en el solvente (en lo que se disuelve).

Un ejemplo de esto lo podemos ver cuando tenemos un vaso con agua y le agregamos una gran cantidad de sal (puedes probar con 10 cucharadas soperas), por mas que agitemos el vaso con agua va a quedar una cantidad de sal sin disolverse en el fondo.   

Ley de Charles I

Ley de Charles I

Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante.

En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el volumen disminuía.

El volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas:

•Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.
•Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.

¿Por qué ocurre esto?

Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se desplazará hacia arriba hasta que la presión se iguale con la exterior).

Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.

Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V₁ que se encuentra a una temperatura T₁ al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V₂, entonces la temperatura cambiará a T₂, y se cumplirá:

Ley de Boyle - Mariotte

Ley de Boyle - Mariotte

La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es inversamente proporcional a la presión: 

donde  es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el volumen aumenta. El valor exacto de la constante k no es necesario conocerlo para poder hacer uso de la Ley; si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:

Además se obtiene despejada que:

Esta Ley es una simplificación de la Ley de los gases ideales particularizada para procesos isotermos.

Junto con la ley de Charles y Gay-Lussac y la ley de Graham, la ley de Boyle forma las leyes de los gases, que describen la conducta de un gas ideal. Las tres leyes pueden ser generalizadas en la ecuación universal de los gases.

Los gases que cumplen perfectamente las leyes de Boyle y de Charles y Gay-Lussac, reciben la denominación de GASES IDEALES.

Reactivo limitante y reactivo en exceso

Reactivo limitante 

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.
Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.
Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Ejemplo
Fíjese en la siguiente reacción:

2H2 +O2-> 2H2O

Suponga que hay 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno y sucede la reacción. ¿Cuál será el reactivo limitante?
Se necesitan 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2 (La proporción requerida es de 2 : 1)
Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.
Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2
Trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles ya que la relación estequiométrica es la misma (2:1) pero en moles.
Ahora suponga que mezclamos 15 moles de H2 con 5 moles de O2. La estequiometría de la reacción es siempre tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarios para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.
Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. Por lo tanto el O2 es el reactivo limitante

Reactivo en exceso 

Cuando colocamos dos elementos para que reacciones químicamente entre si, lo usual es colocar un cantidad exacta de uno de los reactivos, y colocar una cantidad en exceso del segundo reactivo, para asegurarnos que el primero podrá reaccionar completamente, y de esta manera. poder rearlizar cálculos basados en la ecuación química ajustada estequiometricamente. 

El reactivo que se consume por completo es el llamado reactivo limitante, porque es el que determina la cantidad de producto que se puede producir en la reacción. Cuando el reactivo limitante se consume, la reacción se detiene.

El reactivo que no reacciona completamente, sino que “sobra”, es el denominado reactivo en exceso.

Si tenemos una cierta cantidad de dos elementos o compuestos diferentes, para producir una reacción química, podemos saber con anticipación cuál será el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso, realizando algunos cálculos basados en la ecuación química ajustada.

Tomemos por ejemplo la reacción de formación del amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno.

H2 + N2 = NH3

Si tengo 15 moles de hidrógeno y 10 moles de nitrógeno, ¿cuál será el reactivo limitante, cuál el reactivo en exceso, y cuántos moles de amoníaco se podrán obtener?

Lo primero que debemos hacer es ajustar la reacción, es decir, colocar los coeficientes estequiométricos adecuados, para que el número de átomos en los reactivos sea igual al número de átomos en los productos, y de esta manera cumplir con la ley de conservación de la materia.

Entonces la reacción ajustada (al tanteo), quedará de la siguiente manera:

3H2 + N2 = 2NH3