Soluciones químicas hasta igualación de ecuaciones mét redox - fabricio hurtado

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SOLUCIONES QUÍMICAS
¿QUÉ ES UNA SOLUCIÓN QUÍMICA?
• Se denomina solución química o disolución a
una mezcla homogénea de dos o más sustancias cuya
vinculación ocurre a grado tal que se modifican o
pierden sus propiedades individuales. Así, la unión de
ambas sustancias arroja una sustancia nueva, con
características propias, en la que los dos componentes
mezclados resultan indistinguibles el uno del otro.
Fuente:
https://concepto.De/solucion-quimica/#ixzz6vzsxlqae
https://concepto.de/solucion-quimica/#ixzz6VZsxlQae
SISTEMAS DE MATERIALES: TIPOS DE SUSTANCIAS 
Sistemas de 
materiales
Sustancias puras
Elementos 
(1 solo tipo de 
átomo)
Compuestos
Mezclas
Homogéneas
Sistemas 
coloidales
Heterogéneas
DISOLUCIONES
Recordemos…
Una disolución es una mezcla
homogénea a nivel molecular o iónico 
de dos o más sustancias puras
(NaCl) en agua. 
La sal es el soluto y el agua el 
disolvente
Recordemos…
https://es.wikipedia.org/wiki/Mezcla
• De esta manera, la disolución resultante de la mezcla de los dos 
componentes tendrá una única fase reconocible (sólido, líquido o 
gaseoso) a pesar inclusive de que sus componentes tuvieran fases 
distintas. 
• Por ejemplo, disolver sal en agua.
SALINAS DE GUARANDA
¿CÓMO SE CALCULAN 
LAS CONCENTRACIONES?
UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN
Las unidades físicas de concentración están expresadas en función del peso y 
del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:
A) Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos de 
solución)
B) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de 
solución)
C) Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de solución)
QUE ES LA MOLARIDAD?
• La molaridad describe la relación entre los moles de un soluto y el 
volumen de una solución.
• Las propiedades de una disolución dependen no solo de la naturaleza de sus 
componentes sino también de sus cantidades relativas, es decir, de 
sus concentraciones.
EJERCICIOS MOLARIDAD
M ALCOHOL = 82.5 g
C2H6O (sacar la masa molar)
VSOLUCION= 450 ml (en litros)
Conoce la fórmula básica para calcular la molaridad. La molaridad es 
igual al número de moles de un soluto divido por el volumen de la solución 
en litros.
Entonces, se escribe: molaridad = moles de soluto / litros de solución.
EJERCICIOS MOLARIDAD
MALCOHOL = 82.5 g
C2H6O (46.07 g/mol)
VSOLUCION= 450 ml ÷ 1000 = 0.45 L
EJERCICIOS MOLARIDAD
M ALCOHOL = 82.5 g
C2H6O (sacar la masa molar) 46.07 g/mol
VSOLUCION= 450 ml ÷ 1000 = 0.45 L
82.5
M= 46.07
0.45
EJERCICIOS MOLARIDAD
M ALCOHOL = 82.5 g
C2H6O (sacar la masa molar)
VSOLUCION= 450 ml ÷ 1000 = 0.45 L
82.5 g
M= 46.07 g/mol
0.45
M= 1.793 mol
0.45 L 3.98 
mol/L
EJERCICIOS MOLARIDAD
#2 MSOLUTO = 2.65 g
NaCl (sacar la masa molar) 
VSOLUCION= 40 ml ÷ 1000 = 0.04 L
EJERCICIOS MOLARIDAD
#2 MSOLUTO = 2.65 g
NaCl (sacar la masa molar) 
VSOLUCION= 40 ml ÷ 1000 = 0.04 L
2.65 g
M= 58.44 g/mol = 0.04 mol = 1 mol/L
0.04 L 0.04 L
40 ml de una disolución contiene 0,02 moles de ácido 
carbónico (H2CO3).
Calcular la molaridad de la misma.
• SOLUCIÓN
• Dado que la molaridad se calcula por litro de solución:
• 0,02 moles de H2CO3 ——– 40 ml de disolución
• X=0,5 moles de H2CO3 ——– 1000 ml de disolución
• Por lo tanto, la concentración de la solución es 0,5 M
MOLALIDAD
Molalidad (m) =
n (nº de moles de soluto)
·
Kilogramos de disolvente
.
La Molalidad (m) o Concentración Molal es el número de moles de soluto que están 
disueltos en 1 kilogramo de disolvente.
La Molalidad de una disolución viene determinada por la siguiente fórmula:
MOLALIDAD
La molalidad se expresa en las unidades (mol/kg).
La ventaja de usar la molalidad en lugar de molaridad (moles soluto /
volumen disolución) es debido a que el volumen de una disolución varía
con la temperatura y de la presión. Como la molalidad no tiene en
cuenta el volumen, puede medir la concentración.
En el laboratorio, para medir la molalidad se emplea un vaso de
precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso
vacío para restárselo.
MOLALIDAD
100 gramos de una disolución contienen 12 gramos de cloruro de sodio (NaCl). Calcular 
la molalidad de la misma.
Solución
• Lo primero que debemos hacer es pasar los 12 gramos de cloruro de sodio a moles. 
Como en el ejemplo anterior, utilizamos la masa molar:
58,5 gramos de NaCl ——– 1 mol de NaCl
12 gramos de NaCl ——– X= 0,205 moles NaCl
• A diferencia de la molaridad que se calcula por 1000 ml de solución, en este caso, será 
cada 1000 gramos y además de disolvente y no de disolución.
• Como los 100 gramos son de disolución, calculamos la masa del disolvente:
• Masa de soluto + masa de disolvente = masa de disolución
• 12 gramos + x gramos de disolvente = 100 gramos de disolución
MOLALIDAD
DESPEJANDO:
• 100 gramos de disolución – 12 gramos de soluto = 88 gramos de disolvente
• Reuniendo los nuevos datos y aplicando la definición de molalidad, tenemos:
88 gramos de disolvente ——– 0,205 moles de NaCl
1000 gramos de disolvente ——– x= 2,33 moles de NaCl
• La concentración es 2,33 mol
ACLARACIÓN:
En el caso de las soluciones de sales como el nacl suele utilizarse la unidad “formalidad” en 
lugar de “molaridad”. La formalidad es el número de moles de fórmulas unidad (FU) por cada 
1000 ml de disolución. Para pasar de gramos a moles utilizamos el peso fórmula (masa en 
gramos de un mol de fórmulas unidad) que se calcula de la misma forma que la masa 
molecular. Entonces, ¿cuál es la diferencia entre molaridad y formalidad?
• HABLAMOS DE PESO FÓRMULA Y FÓRMULA UNIDAD (FU), EN LUGAR DE MASA
MOLECULAR Y MOLÉCULAS, CUANDO NOS REFERIMOS A LOS COMPUESTOS QUE
SE IONIZAN EN AGUA (IÓNICOS), ES DECIR, NO SE ENCUENTRAN COMO 
MOLÉCULAS INDIVIDUALES SINO EN UNA RED CRISTALINA Y QUE, EN CONTACTO 
CON AGUA, SE SEPARAN EN CATIONES Y ANIONES. POR ESO, SI BIEN 
NUMÉRICAMENTE ES EL MISMO VALOR, ES MÁS CORRECTO USAR LA FORMALIDAD 
PARA DICHOS COMPUESTOS.
EJERCICIOS
• CALCULAR LA MOLALIDAD (m) DE UNA DISOLUCIÓN DE ÁCIDO SULFÚRICO
H2SO4 SIENDO LA MASA DEL DISOLVENTE DE 600 GRAMOS Y LA CANTIDAD DE
ÁCIDO DE 60 GRAMOS.
• DATOS: PESO MOLECULAR DEL H2SO4 = 98 g / mol.
EJERCICIOS
• CALCULAR LA MOLALIDAD DE UNA DISOLUCIÓN DE ÁCIDO SULFÚRICO
H2SO4 SIENDO LA MASA DEL DISOLVENTE DE 600 GRAMOS Y LA CANTIDAD DE
ÁCIDO DE 60 GRAMOS.
• DATOS: PESO MOLECULAR O MASA MOLAR DEL H2SO4 = 98 gramos / mol.
EJERCICIOS
• CALCULAR LA MOLALIDAD DE UNA DISOLUCIÓN DE ÁCIDO SULFÚRICO
H2SO4 SIENDO LA MASA DEL DISOLVENTE DE 600 GRAMOS Y LA CANTIDAD DE
ÁCIDO DE 60 GRAMOS.
• DATOS: PESO MOLECULAR DEL H2SO4 = 98 gramos / mol.
60 g
98 g/mol
0.6 kg
EJERCICIOS
• CALCULAR LA MOLALIDAD DE 20 GRAMOS DE UN DETERMINADO SOLUTO EN 1 
LITRO DE DISOLUCIÓN ACUOSA. LA MASA MOLAR DEL SOLUTO ES 249,7 g / mol.
EJERCICIOS
• CALCULAR LA MOLALIDAD DE 20 GRAMOS DE UN DETERMINADO SOLUTO EN 1 
LITRO DE DISOLUCIÓN ACUOSA. LA MASA MOLAR DEL SOLUTO ES 249,7 g / mol.
NORMALIDAD
# Eq-g(soluto)
N= 
V sol
masa
# Eq-g= 
masa equivalente
M
Masa equivalente = 
En Litros Masa molecular
NORMALIDAD
Donde: 
N es la normalidad de la disolución. 
M es la molaridad de la disolución. 
H+ Es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido. 
OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.
Para un ácido-base
NORMALIDAD
La Normalidad red-ox
FUSIONANDO FÓRMULAS:
NORMALIDAD
PARÁMETRO:
Hidróxido Ca (OH) 2 = 2 (OH) 2
Ácido H3PO4 = 3 H
Sal Na2 CO3 = 2 Carga neta o catión
Calcular la normalidad de una solución de HCl que tiene 20 
g de HCl en 500 ml de solución. MA (Cl)= 35.5, MA(H)=1
N= 1,095 N
20
18,25
20 g
Calcular la normalidad de una solución de HCl que tiene 20 
g de HCl en 500 ml de solución. MA (Cl)= 35.5,MA(H)=1
N= 1,095 N
20
18,25
1
0.5
20 g
36.5
EJERCICIO 2
• ENCUENTRE LA NORMALIDAD DE 0.321 g DE CARBONATO DE SODIO EN UNA 
SOLUCIÓN DE 250 ml
Na2CO3
EJERCICIO 2
• ENCUENTRE LA NORMALIDAD DE 0.321 g DE CARBONATO DE SODIO EN UNA 
SOLUCIÓN DE 250 ml
m= 0,321 g
= 2
Na2CO3= 105.9888 g/mol
V = 0,25 L
1 L--------1000 ml
X----------250 ml = 0,25 L
EJERCICIO 2
• ENCUENTRE LA NORMALIDAD DE 0.321 g DE CARBONATO DE SODIO EN UNA 
SOLUCIÓN DE 250 ml
m= 0,321 g
= 2
Na2CO3= 105.9888 g/mol
V = 0,25 L
0,321g x 2
N= 
105, 9888 g/mol x 0,25 L
0,642
N= 
26,4672
N= 0,024 N
EJERCICIO 3
• ENCUENTRE LA NORMALIDAD DE 39 g DE HIDRÓXIDO DE SODIO EN UNA 
SOLUCIÓN DE 850 ml
m= 39 g
= 1
Na(OH)= 40 g/mol
V = 0.85 L
N= 39 g x 1
40 g/mol x 0.85L
N= 39 
34 
N= 1.15 N
PASOS PARA CALCULAR LA NORMALIDAD
1. Identificar el soluto y su masa (g)
2. Identificar el compuesto del soluto para obtener el valor del 
parámetro (OH, H, Sal: carga neta)
3. Identificar la masa molar del soluto (ver su fórmula)
4. Identificar el volumen y transformar en litros (L)
% MASA
Soluto: 0.321 x 100 = 0,12%
Solución: 250 g
% VOLÚMEN
Soluto: x 100 = %
Solución: 
FRACCIÓN MOLAR
• La fracción molar o fracción en moles de soluto en una solución, es el coeficiente entre 
la cantidad de moles del soluto y la cantidad total de moles en la solución (soluto + 
solvente)
• MOLES SOLUTO + MOLES SOLVENTE = MOLES SOLUCIÓN
FRACCIÓN MOLAR
• La fracción molar o fracción en moles de soluto en una solución, es el coeficiente entre 
la cantidad de moles del soluto y la cantidad total de moles en la solución (soluto + 
solvente)
• MOLES SOLUTO + MOLES SOLVENTE = MOLES SOLUCIÓN
OTRAS FÓRMULAS PARA ENCONTRAR LA FRACCIÓN MOLAR
EJERCICIOS DE FRACCIÓN MOLAR
1.Se disuelven 40 gramos de etanol en 60 gramos de agua. Calcule la 
fracción molar de la solución.
Datos:
Fracción molar X = ?
masa soluto = 40 gramos (etanol)
masa solvente = 60 gramos (agua)
Masa molecular Etanol = C2H5OH: 46 g/mol
Masa molecular Agua = H2O: 18 g/mol
EJERCICIOS DE FRACCIÓN MOLAR
1.Se disuelven 40 gramos de etanol en 60 gramos de agua. Calcule la fracción 
molar de la solución.
PASO # 1: SE CALCULA LOS MOLES DE SOLUTO Y SOLVENTE
Datos:
X = ?
masa soluto = 40 gramos (etanol)
masa solvente = 60 gramos (agua)
Masa molecular Etanol = 46 g/mol
Masa molecular Agua = 18 g/mol
PASO # 2: HALLAMOS LOS MOLES TOTALES
Moles totales = moles soluto + moles solvente
Moles totales = 0,869 Moles + 3,33 Moles
Moles totales = 4, 12 Moles
Con regla de 3 una opción:
4.12-------1
0.869-----x 
PASO # 3: CALCULAMOS LA FRACCIÓN MOLAR DE 
SOLUTO Y SOLVENTE
PASO # 4. FINALMENTE CALCULAMOS LA FRACCIÓN MOLAR DE LA 
SOLUCIÓN
EJERCICIOS DE FRACCIÓN MOLAR
Respuesta: La fracción molar del soluto es 0.1
La fracción molar del disolvente 0.9
La fracción molar de la disolución siempre es 1 mol
COMO SACAR DE LA RESPUESTA LA FRACCIÓN 
MOLAR A 1:
• SOLUTO: 2 MOL = 0.1
• DISOLVENTE: 18 mol = 0.9 
• 0.1 + 0.9 = 1
20-------1
2---------x
2x1=2/20= 0.1
PASOS PARA REALIZAR LA FRACCIÓN MOLAR
1. Identificar el soluto y disolvente
2. Identificar el peso del soluto y disolvente en g
3. Sacar la masa molar del soluto y disolvente
4. Para la fórmula del soluto, dividir el peso del soluto en gramos ÷ masa molar del 
soluto g/mol
5. Para la fórmula del disolvente, dividir el peso del disolvente en gramos ÷ masa 
molar del disolvente g/mol
6. Realizar la regla de 3 ( sumo el valor de la respuesta del soluto + disolvente =x 
es1 Mol, sacar la proporción del solvente y soluto)
PPM (PARTES POR MILLÓN)
REPRESENTA LAS CANTIDADES DE PARTES EN UN 
MILLÓN DE PARTES
• Así cuando se indica que una solución tiene 100 
partes por millón (ppm) de Ca significa que en un 
millón hay 100 partes que son de Ca o de cual 
sea el nutriente ingrediente activo o compuesto 
indicado. 
• La cantidad de 1 parte por millón (ppm) 
representa la millonésima parte de algo, y es 
equivalente a 1 mg L-1 ( 1 miligramo por litro).
PPM (PARTES POR MILLÓN)
EJERCICIOS
mg/L
EJERCICIOS PPM
• Calcular las ppm de 80 mg del soluto en 5000 ml (5 litros)
80 mg
ppm = 
5 L
ppm = 16 mg/L
PPM
Averiguar cuántas moléculas de gas carbónico hay disuletas
en 4 botellas de agua con gas, si la capacidad de cada una 
es de 600 ml y su concentración es de 6000 ppm
Averiguar cuántas moléculas de gas carbónico hay disuletas
en 4 botellas de agua con gas, si la capacidad de cada una 
es de 600 ml y su concentración es de 6000 ppm
14400 ppm
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
CONSISTE EN IGUALAR LAS CANTIDADES DE ÁTOMOS ENTRE PRODUCTOS Y REACTANTES
• MÉTODOS:
TANTEO 
IÓN ELECTRÓN
REDOX 
ALGEBRAICO 
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
H2 + O2 H20
Rectante: reacción Producto: producir
Ecuación
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
_ H2 + O2 ______________ H2 0
Para igualar los átomos se multiplica el número 
que añadimos por los átomos disponibles
Se empieza a igualar desde los compuestos que 
están a la derecha
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
H2 + O2 ______________ H20
Rectante: reacción Producto: producirH 
O
Paso 1: identificar 
compuestos o elementos 
químicos de la ecuación
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
H2 + O2 ______________ H20
Rectante: reacción Producto: producir2 H 2 
2 O 1
Paso 2: identificar el número de 
átomos de los compuestos químicos de 
la ecuación (reacción o izquierda y 
producto o derecha
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
H2 + O2 ______________ H20
Rectante: reacción Producto: producir2 H 2 
2 O 1
Paso 3: identificar el número de 
átomos que me faltan en cada 
compuesto químico
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
2H2 + O2 ______________ 2 H20
Rectante: reacción
Producto: producir
4 2 H 2 4
2 O 1 2
Paso 4: igualar el número de 
átomos que me faltan en cada 
compuesto químico en la 
ecuación, empezar por la 
derecha o producto
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
N2 + H3 ______________ N H3
N
H Paso 1: identificar 
compuestos químicos 
de la ecuación
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
N2 + H3 ______________ N H3
2 N 1
3 H 3 Paso 1: identificar 
compuestos químicos 
de la ecuación
Paso 2: identificar el número de 
átomos de los compuestos químicos de 
la ecuación (reacción o izquierda y 
producto o derecha
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
N2 + H3 ______________ N H3
2 N 1 
3 H 3 Paso 3: identificar el número 
de átomos que me faltan en 
cada compuesto químico
IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
N2 + 2 H3 ______________ 2N H3
2 N 1 2
6 3 H 3 6 Paso 4:
EJERCICIOS IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
C 3 H8 + O2 ______________ CO2 + H2O
EJERCICIOS IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
C 3 H8 + O2 ______________ CO2 + H2O
3 C 1
8 H 2
2 O 3
EJERCICIOS IGUALACIÓN DE ECUACIONES
TANTEO: BALANCEO A SIMPLE INSPECCIÓN TANTEANDO VALORES
1 C 3 H8 + 5 O2 ______________ 3 CO2 + 4 H2O
Respuesta:
3 C 3
8 H 8
10 2 O 6+4 =10
EJERCICIOS
EJERCICIOS
EJERCICIOS: RESPUESTA
EJERCICIO
2
2
1
1
4
7
2
2
2
1
2
4
2
RESPUESTA:
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 1: Buscar todos los 
hidrógenos acompañados y 
asignar +1
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODOREDOX
Paso 2: Buscar todos los 
oxígenos acompañados y 
asignar -2
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 3: Buscar todos los 
elementos que están solos
En este caso el Estaño 
vale 0
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 4: Equilibrar las cargas 
+ y – en izquierda y derecha 
que al multiplicar de 0
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 4: Equilibrar las cargas 
+ y – en izquierda y derecha 
que al multiplicar de 0
+5
-6
-6 +1= +5
+1
+4
Comprobamos:
+1×2= +2 +4= +6
-2×3= -6
+6×-6=0
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 5: comparar las cargas 
de la reacción con el producto 
de cada elemento químico 
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 5: comparar las cargas 
de la reacción con el producto 
de cada elemento químico 
Sacar las diferencias
Cuando hay diferencias en las cargas se 
llaman semireacciones
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 5: sacar las diferencias 
de las cargas de la reacción 
con el producto de cada 
elemento químico 
Cuando aumenta
Cuando reduce
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 6: pasar los elementos 
con las cargas de reducción y 
oxidación y se cruzan 
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 8 final: reemplazar los 
nuevos valores a la ecuación 
original, según corresponde y 
se escribe al inicio de cada 
fórmula
IGUALACIÓN DE ECUACIÓN: MÉTODO REDOX
Paso 8 final: comprobamos si 
está balanceada la ecuación
ESTEQUIOMETRIA
DEL GRIEGO ΣΤΟΙΧΕΙΟΝ, STOIKHEION, 'ELEMENTO’ 
ΜΕΤΡΟΝ, MÉTRÓN, 'MEDIDA’
La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones 
cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos 
que están implicados (en una reacción química)
LEYES
• LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER
• LEY DE PROUST O DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES
• LEY DE DALTON O DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
• LEY DE RICHTER O LAS PROPORCIONES EQUIVALENTES O RECIPROCAS
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE 
LAVOISIER
• La ley de conservación de la materia postula que la cantidad de materia antes y después 
de una transformación es siempre la misma, es decir que los átomos de las sustancias 
reaccionan entre sí, pero no se crean más átomos ni se destruyen los existentes.
“La materia no se crea ni se destruye, sino que se conserva”