Concentración de disoluciones





Para estudiar la estequiometria en disoluciones, es necesario conocer la cantidad de los reactivos presentes en una disolución y saber controlar las cantidades utilizadas de reactivos para llevar a cabo una reacción en disolución acuosa.

La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una can­tidad dada de disolvente o de disolución. .(Para este análisis se supondrá que el soluto es un líquido o un sólido y el disolvente es un líquido). La concentración de una disolución se puede expresar en muchas formas distintas, como se verá en el capítulo 12. Aquí, se va a considerar una de las unidades más utilizadas en la química, la molaridad (M), o concentración molar, que es el número de moles de soluto en 1 litro (L) de disolución. La molaridad se deñne por la ecuación

, moles de soluto

M = molaridad =—————–

litros de soln

donde “soln” significa “disolución”. Así, una disolución 1.46 molar de glucosa (QH^Oe), escrita como 1.46 M de C6H12Oó, contiene 1.46 moles de soluto (C6H,206) en 1 L de la disolución; una disolución 0.52 molar de urea [(NH2)2CO], escrita como 0.52 M de (NH2)2CO, contiene 0.52 moles de (NH2)2CO (el soluto) en 1L de disolución y así suce­sivamente.

Por supuesto que no siempre se trabaja con volúmenes de disolución exactamente de 1 L. Esto no representa problema alguno si se hace la conversión del volumen de la disolución a litros. Así, una disolución de 500 mL que contiene 0.730 moles de C6H1206 también tiene una concentración 1.46 M:

M = molaridad = 0.730 mol
0.500 L

                = 1.46 mol/L = 1.46 A/

Como se puede ver, la unidad de molaridad es moles por litro, por lo que una disolución mL

que contiene 0.730 moles de C6H,2Oó equivale a 1.46 mol/Lo 1.46 M. Observe que, al igual que la densidad, la concentración es una propiedad intensiva, por lo que su valor no depende de la cantidad de disolución.

Es importante recordar que la molaridad sólo se refiere a la cantidad de soluto origi­nalmente disuelto en agua y no toma en cuenta los procesos subsecuentes, como la diso­ciación de una sal o la ionización de un ácido. Tanto la glucosa como la urea son no electrólitos, por lo que una disolución 1.00 M de urea tiene 1.00 mol de moléculas de urea en 1 L de disolución. Sin embargo, considere lo que sucede cuando una muestra de cloruro de potasio (KC1), un electrólito fuerte, se disuelve en suficiente agua para hacer una disolución 1 M:

KCl(j) -52% K+(ac)+Cl'(ac)

Puesto que el KC1 es un electrólito fuerte, se disocia totalmente en la disolución. Enton­ces, una disolución de KC11 M contiene 1 mol de iones K+ y 1 mol de iones Cl~; no hay unidades de KC1 presentes. La concentración de los iones puede expresarse como [K+] =

1 M y [CT] 1 M, donde los corchetes [ ] indican que la concentración está expresada en molaridad. En forma similar, en una disolución 1 M de nitrato de bario [Ba(N03)J

Ba(N03)2(j) -^Ba2+(ac)+2NO;(ac)

se tiene que [Ba2+] = 1 M y [N03] = 2 M, pero de ninguna manera hay unidades de Ba(N03)2.

El procedimiento para preparar una disolución de molaridad conocida es el siguien­te. Primero, el soluto se pesa con exactitud y se transfiere a un matraz volumétrico por medio de un embudo. A continuación se añade agua al matraz y se agita suavemente para disolver el sólido. Una vez que todo el sólido se ha disuelto, se añade más agua para llevar el nivel de la disolución exactamente hasta la marca de aforo. Conociendo el volumen de la disolución en el matraz y la cantidad del compuesto (el número de moles) disuelto, se puede calcular la molaridad de la disolución empleando la ecuación. Observe que en este procedimiento no es necesario conocer la cantidad de agua agregada, en tanto se conozca el volumen final de la disolución.



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