Concentración de Disoluciones, Estequiometría y Equilibrio Químico

Formas de expresar la concentración

Las formas más comunes de expresar la concentración son:

1. Riqueza o % en peso: % = g_soluto/g_disolución · 100
2. Molaridad (M): M = moles de soluto/V_disolución (L)
3. Molalidad (m): m = m_soluto/Kg disolvente
4. Fracción Molar:
   • X_soluto = m_soluto/m_totales
   • X_disolvente = m_disolvente/m_totales
   • X_disolución: 1-X_s

Preparación de una disolución

A) A partir de una muestra sólida:

1. Disponemos de un sólido y tenemos que preparar 500 cm³ de disolución NaOH 0,5M.
2. Calculamos la M_molecular y los gramos de la muestra.
3. Pesamos los gramos de la muestra utilizando un vidrio de reloj, una balanza y una espátula.
4. Lo disolvemos en un poco de agua destilada en un vaso de precipitados.
5. Lo llevamos a un matraz aforado de 500 cm³, completamos con agua destilada hasta el aforo.
6. Tapamos, agitamos y etiquetamos (nombre y concentración).

Material: balanza, vidrio de reloj, espátula, vaso de precipitados, varilla de vidrio, matraz aforado, frasco lavador.

B) A partir de un líquido:

1. Disponemos de un líquido con una densidad y una concentración, y preparamos 500 cm³ de HNO₃ 0,25M. Calculamos los moles de soluto.
2. Hallamos la M_m y calculamos los gramos de soluto.
3. Calculamos los cm³ de disolución con lo que disponemos.
4. Pipeteamos los cm³ de la disolución, lo llevamos a un matraz aforado de 500 cm³ y completamos con agua destilada hasta el aforo.

Material: pipeta (o probeta), matraz aforado de 500 cm³, frasco lavador.

Conceptos Adicionales

Presión parcial

P_a = X_a · P_t (X_a = n_s/n_t)

Estequiometría

1. Escribimos las fórmulas correctamente.
2. Ajustamos la reacción.
3. Calculamos lo que nos pida.

Rendimiento de una reacción química

R = (Cantidad real del producto obtenido / cantidad teórica del producto obtenido) · 100

Entalpías de formación

ΔH_r = ΔH_f.productos – ΔH_f.reactivos

Espontaneidad

1. ΔH (exotérmico, -), ΔS (+, desorden) → ΔG (-, siempre espontáneo).
2. ΔH (endotérmico), ΔS (ordenado) → ΔG (+, siempre no espontáneo).
3. ΔH (endotérmico), ΔS (desordenado) → ΔG (si T sube “espontáneo”), si T baja “no espontáneo”).
4. ΔH (exotérmico), ΔS (ordenado) → ΔG (si T sube “no espontáneo”, si T baja es espontáneo).

Principio de Le Châtelier: (A + B ⇌ C + D)

• Si añado moles de A, el equilibrio se desplaza hacia la derecha para que desaparezca.
• Si retiro moles de B, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para que se vuelvan a formar moles de B.
• Si añado moles de C, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
• Si añado moles de D, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Efecto de la Presión:

• Si sube P, el sistema se desplaza de modo que baje P hacia donde hay menos moles de gas.
• Si baja P, la P sube hacia donde hay más moles de gas.
• Si P sube, el Volumen baja.
• Si P baja, el Volumen sube.

Efecto de la Temperatura:

• Si baja T, se calienta.
• Si sube T, se enfría.
• Exotérmico: hacia la derecha T aumenta, hacia la izquierda T baja.
• Endotérmico: hacia la derecha T baja, hacia la izquierda T sube.

Ácidos y Bases de Lowry

Ácido: cede protones. Base: acepta protones.

Valoración Ácido-Base

1. Medimos con la probeta la cantidad de NaOH.
2. Lo llevamos al erlenmeyer.
3. Añadimos gotas de fenolftaleína que tiñe de rosa la disolución.
4. Llevamos la bureta con HCl 0.1M.
5. Abrimos la bureta dejando caer el ácido de forma rápida y las últimas gotas las dejamos caer lentamente.
6. Agitamos el erlenmeyer hasta observar el cambio de color a incoloro si es un medio ácido, si es básico tiñe de rosa fuerte.

pH

-log[H⁺] o -log[OH^-] / pH + pOH = 14 / [H⁺] = antilog, [OH^-] = 10^-14 - [H⁺]

Hidrólisis

1. Ácido fuerte + Base fuerte (no hay hidrólisis) → Medio neutro.
2. Ácido débil + Base fuerte (hidrólisis en la base fuerte) → Medio básico.
3. Base débil + Ácido fuerte (hidrólisis en el ácido fuerte) → Medio ácido.