Unidad 3

Química orgánica

La química orgánica o química del carbono es la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que contienen carbono formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno y otros heteroátomos, también conocidos como compuestos orgánicos. Friedrich Wöhler es conocido como el padre de la química orgánica.

C

H

N

O

Pueden arder, combustionar, inflamar porque su principal compuesto es el carbono.

Se la conoce también como compuesto carbono.

Todo lo que corresponde a materia inorgánica

Iónico el primero electrón ganaba electrones y el otro perdía electrones en la química inorgánica.

Características generales de la Química Orgánica

·         Covalente

·         Materia viva

·         Composición/ estructura carbono

·         Arden con facilidad

·         No son buenos conductores de electricidad

·         No son solubles en agua

·         Se encuentran en los 3 estados de la materia: solidos, líquidos, gases.

Podemos tener:

Grupos funcionales: alcohol, éter, cetonas, aldehídos, hidróxidos, hidrocarburos.

Hidrocarburos:

Alcanos: 100

Alquenos: 99

Alquinos: 99 

Podemos formar:

Alcanos:

Compuestos saturados que tienen 1 valencia y utilizaran en su terminación “ano”

C_n         H _{2 (n)+2}

Carbono subíndice  va representado con “n”

Hidrogeno el doble de n+2

Del 1 al 4 se encuentran en gaseoso = nombres especiales

Del 5 al 19 se encuentran en liquido :prefijos tri, tetra, penta

Del 20 al 100 se encuentran en solidos

Los primeros cuatro:

C₁ H₂₍₁₎₊₂ = CH₄ = METANO

C₂H₂₍₂₎₊₂=C₂H₄₊₂=C₂H₆= ETANO

C₃H₈= PROPANO

C₄H₁₀=BUTANO

Más compuestos:

C₁₀H₂₂ = DECANO          

C₆H₁₄ =HEXANO

C₅H₁₂=PENTANO

C₉H₂₀=NONANO

C₁₄H₃₀= TETRADECANO

A partir del 12 el número que se nombra de derecha a izquierda

C₁₁ H₂₉ UNDECANO solo en 11

C₂₀H₃₀ EICOSANO

26 HEXACOSANO

51 HENPENTACONTANO

21 HENEICOSANO

22 DOCOSANO

23 TRICOSANO

24  TETRACOSANO

DEC 10

COS 20

CONT 30

1 HEN

2 DO

3 TRI

4 TETRA

5 PENTA

6 HEXA

7 HEPTA

8 OCTO

9 NONA

C₃₂H₆₆= DOTRICONTANO

C₈₇H₁₇₆ HEPTACONTANO

CENTANO= C100H202

OCTOSANO= C28H30

C₅₈ H₁₁₈= OCTOPENTACONTANO

C₈h₁₈₌ octano

C₈₀h₁₆₂=octacontano

Octaoctacontano C₈₈H₁₇₈

Alcanos:

Compuestos saturados que tienen 1 valencia y utilizaran en su terminación “ano”

C_n         H _{2 (n)+2}

Carbono subíndice  va representado con “n”

Hidrogeno el doble de n+2

Del 1 al 4 se encuentran en gaseoso = nombres especiales

Del 5 al 19 se encuentran en liquido                                prefijos tri, tetra, penta

Del 20 al 100 se encuentran en solidos

Los primeros cuatro:

C₁ H₂₍₁₎₊₂ = CH₄ = METANO

C₂H₂₍₂₎₊₂=C₂H₄₊₂=C₂H₆= ETANO

C₃H₈= PROPANO

C₄H₁₀=BUTANO

Más compuestos:

C₁₀H₂₂ = DECANO         

C₆H₁₄ =HEXANO

C₅H₁₂=PENTANO

C₉H₂₀=NONANO

C₁₄H₃₀= TETRADECANO

A partir del 12 el número que se nombra de derecha a izquierda

C₁₁ H₂₉ UNDECANO solo en 11

C₂₀H₃₀ EICOSANO

26 HEXACOSANO

51 HENPENTACONTANO

21 HENEICOSANO

22 DOCOSANO

23 TRICOSANO

24  TETRACOSANO

DEC 10

COS 20

CONT 30

1 HEN

2 DO

3 TRI

4 TETRA

5 PENTA

6 HEXA

7 HEPTA

8 OCTO

9 NONA

C₃₂H₆₆= DOTRICONTANO

C₈₇H₁₇₆ HEPTACONTANO

CENTANO= C100H202

OCTOSANO= C28H30

C₅₈ H₁₁₈= OCTOPENTACONTANO

C₈h₁₈₌ octano

C₈₀h₁₆₂=octacontano

Octaoctacontano C₈₈H₁₇₈

Alquenos:

2 valencias

no saturados

eno/ ileno

2- 100

Viscosos

Aceitosos: son líquidos

C_n H_2(n)

NOMBRES ESPECIALES:

C₂H₄: ETANO

C₃H₆: PROPENO

C₄H₈: BUTENO

C₅H₁₀: PENTILENO

C51H102: HENPENTACONTILENO (HENPENTACONTENO)

C29H58: NONACOSILENO

C60H120: HEXACONTENO

20: EICOSENO

C21H42: HENEICOSENO

ALQUINOS:

3 VALENCIAS

GASEOSO, SOLIDO, LIQUIDO

“INO”

Cn H2(n)-2

2 al 100

Son llamadas acetilénicos

Etino C2H2

Propino C3H4

C83H164 Trioctacontino

Heneicosino 21

C46H90 hexatetracontino

C85H168 pentaoctino

C24 H96 Tetracoseno

MASA ATÓMICA

La masa atómica (ma) es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada.1 La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones (pues la masa de los electrones en el átomo es prácticamente despreciable) en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento). La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica.La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos. En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales. Para elementos con más de un isótopo común, la diferencia puede llegar a ser de media unidad o más (por ejemplo, cloro). La masa atómica de un isótopo raro puede diferir de la masa atómica relativa o peso atómico estándar en varias unidades de masa.

Masa molecular
La masa molecular o masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular y sus elementos. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (N = 6,022·1023) de moléculas.

Ejemplo:

PH₃=

P=30.97*1=30.97

H=1*3=3

30.97+3=33.97 UMA g/mol

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

Conocida la fórmula de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo.

Ejemplo:

El mol

(Símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir del 2011 la definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz).      

Numero de Avogadro

En química y en física, la constante de Avogadro (símbolos: L, NA) es el número de partículas elementales (usualmente átomos o moléculas) en un mol de una sustancia cualquiera, donde el mol es una de las siete unidades básicas del Sistema Internacional de Unidades (SI). Su dimensión es el recíproco del mol y su valor es igual a 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.2 3 4

Definiciones anteriores de cantidad química involucraron el número de Avogadro, un término histórico íntimamente relacionado a la constante de Avogadro pero definida de otra forma: inicialmente definido por Jean Baptiste Perrin como el número de átomos en un mol de hidrógeno. Luego fue redefinido como el número de átomos en 12 gramos del isótopo carbono-12 y posteriormente generalizado para relacionar cantidades de sustancia a sus pesos moleculares.5 Por ejemplo, de forma aproximada, 1 gramo de hidrógeno, que tiene un número másico de 1, contiene 6,022×1023 átomos de hidrógeno. De igual manera, 12 gramos de carbono-12 (número másico de 12) contiene el mismo número de átomos, 6,022×1023. El número de Avogadro es una magnitud adimensional y tiene el valor numérico de la constante de Avogadro, que posee unidades de medida.

Formula Empírica

Es la fórmula más sencilla y básica para un compuesto. Los subíndices de esta fórmula es el resultado de una simplificación de la correspondiente fórmula química.

Formula Molecular

 Es la fórmula real de las moléculas del compuesto por lo que también se la conoce como fórmula química.
Ejemplo:

Reacción química

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.

Balanceo de una ecuación química

Balancear una ecuación significa que debe de existir una equivalencia entre el número de los reactivos y el número de los productos en una ecuación. Lo cual, existen distintos métodos, como los que veremos a continuación

Para que un balanceo sea correcto: "La suma de la masa de las sustancias reaccionantes debe ser igual a la suma de las Masas de los productos"

Veremos 3 tipos de balanceo de ecuaciones químicas: Balanceo por TANTEO, OXIDO-REDUCCIÓN (REDOX) Y MATEMÁTICO O ALGEBRAICO:

Método de Tanteo

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

H2SO4 hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 Oxígenos

5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

MÉTODO MATEMÁTICO/ ALGEBRAICO

BALANCEO DE ECUACIONES POR MÉTODO DE REDOX ( OXIDACIÓN-REDUCCIÓN)

Una reacción de óxido-reducción no es otra cosa que una pérdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía (presencia de luz, calor electricidad, etc.) En una reacción si un elemento se oxida, también debe de existir un elemento que se reduce.

OXIDACIÓN: es cuando un elemento pierde electrones originando que aumente su estado de oxidación.

REDUCCIÓN: es cuando un elemento gana electrones, originando que disminuya su número de oxidación
Ejemplo:

Ley de las proporciones constantes

Monumento conmemorando el descubrimiento de la ley de Proporciones definidas en la entrada del Real Colegio de Artillería de Segovia.

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación constante de masas. Fue enunciada por el farmacéutico y químico francés Louis Proust en 1795, basándose en experimentos que llevó a cabo siendo profesor del Real Colegio de Artillería de Segovia de Segovia, por lo tanto también se conoce como Ley de Proust.

Ley de Lavoisier

Si tuviéramos que decidir cuál es la ley o principio más importante en el campo de la Química no cabría ninguna duda, el Lavoisierprincipio de consevación de la masa o ley de Lavoisier. Y no por su complejidad, que no tiene ninguna, sino porque su establecimiento, a finales del siglo XVIII, marcó el nacimiento de la química moderna y el abandono de su predecesora, la alquimia. y por ello a su autor,    el  francés  Antoine-Laurent    Lavoisier    ( 1743-1794) se le conoce como el padre de la química.

Se puede enunciar de distintas formas:

La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.

En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

En una reacción química los átomos no desaparecen, simplemente se ordenan de otra manera.

Aunque te pueda parecer muy lógica y sensata esta idea, y que no tiene mucho mérito haber llegado a esa conclusión, Lavoisier tuvo que realizar numerosos y meticulosos experimentos para convencer a los que por entonces pensaban que al calentar un metal este ganaba masa cuando se convertía en una nueva sustancia. Lavoisier midió en un recipiente cerrado las masas del sólido  y el aire antes y después de la combustión y llegó a la conclusión de que la masa que ganaba el metal era igual a la masa de aire que se perdía.

Ley de Proust

Proust y la ley de las proporciones definidas

Entre 1794 y 1804, Louis Proust realizó numerosos experimentos en los que estudió la composición de diversos carbonatos de cobre, óxidos de estaño y sulfuros de hierro, descubriendo que la proporción en masa de cada uno de los componentes, por ejemplo carbono, cobre y oxígeno en los carbonatos de cobre, se mantenía constante en el compuesto final, y no adquiría ningún valor intermedio, independientemente de si eran un carbonato natural o artificial, o de las condiciones iniciales de la síntesis. Así, dos compuestos diferirían entre sí en función de las proporciones de elementos básicos, sin apreciarse composiciones intermedias o mixtas, por ejemplo el Cu2CO3, carbonato de cobre (I) y el CuCO3, carbonato de cobre (II).

Estas conclusiones le llevaron a enunciar la Ley de las proporciones definidas o constantes, también conocida como la ley de Proust, y que, una vez firmemente aceptada, se convirtió, junto a la Ley de conservación de la masa de Lavoisier y la Ley de las proporciones múltiples de Dalton, es decir, la presencia de proporciones en el esqueleto de la química cuantitativa, la estequiometría química, y abrió el camino al concepto de compuesto químico y al establecimiento de la teoría atómica de Dalton.

La ley de Proust contradecía las conclusiones del químico francés Claude Louis Berthollet, quien defendía que las proporciones en la que se combinaban los elementos en un compuesto dependían de las condiciones de su síntesis. Proust logró desacreditar la investigación de Berthollet cuando demostró en 1799 en su laboratorio de Segovia que muchas de las substancias que Berthollet consideraba óxidos puros eran compuestos hidratados, es decir, con moléculas de agua adicionales unidas químicamente. En 1811 el prestigioso químico sueco Jöns Jacob Berzelius apoyó la propuesta de Proust, que fue finalmente aceptada con un amplio consenso.

Las ideas de Berthollet no estaban del todo equivocadas, dado que hay numerosas excepciones a la Ley de las proporciones definidas en los que han venido en llamarse compuestos no estequiométricos o bertólidos, y en los que las proporciones entre los distintos elementos varían entre ciertos límites. La causa es la estructura cristalográfica de los compuestos, que aunque tiene una composición ideal, por ejemplo FeO en el óxido de hierro (II) que, debido a los defectos en los cristales como la ausencia de algún tipo de átomos, puede variar su fórmula, por ejemplo reduciendo el hierro a proporciones que se hallan entre Fe0.83O y Fe0.95O. Como contrapartida los compuestos que cumplen la ley de las proporciones definidas se denominan daltónidos, en honor a John Dalton.

Ley de Dalton

La ley de Dalton se puede referir a 2 resultados importantes en química, formulados por John Dalton:

•          Ley de las presiones parciales, el cálculo de las presiones parciales de una mezcla de gases aplicando la ley de los gases ideales a cada componente.

•          Ley de las proporciones múltiples, utilizada en estequiometría.

Estequiometria

En química, la estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.1 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

Reactivo Limitante y Reactivo en exceso

El reactivo limitante es el reactivo que en una reacción química determinada, da a conocer o limita, la cantidad de producto formado, y provoca una concentración específica o limitante a la anterior.

Cuando una ecuación está balanceada, la estequiometria se emplea para saber los moles de un producto obtenido a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación balanceada.

Generalmente cuando se efectúa una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiometricamente exactas, es decir, en las proporciones que indica su ecuación balanceada. En consecuencia, algunos reactivos se consumen totalmente, mientras que otros son recuperados al finalizar la reacción. El reactivo que se consume en primer lugar es llamado reactivo limitante, ya que la cantidad de éste determina la cantidad total del producto formado. Cuando este reactivo se consume, la reacción se detiene. El o los reactivos que se consumen parcialmente son los reactivos en exceso.

La cantidad de producto que se obtiene cuando reacciona todo el reactivo limitante se denomina rendimiento teórico de la reacción.

El concepto de reactivo limitante, permite a los químicos asegurarse de que un reactivo, el más costoso, sea completamente consumido en el transcurso de una reacción, aprovechándose así al máximo.

Relaciones Coeficientes Molares

Una ecuación química balanceada proporciona las relaciones molares que rigen la reacción entre reactantes y productos en una transformación química.  Por ejemplo, la siguiente ecuación balanceada representa la descomposición del clorato de potasio:

2 KClO₃  à   2 KCl  +  3 O₂

Como indica la ecuación dos moles de clorato de potasio se descomponen para producir dos moles de cloruro de potasio y tres moles de oxígeno.  Estas relaciones molares son las proporciones que rigen la reacción.  Por lo tanto, si intervienen 4 moles de reactante en la misma reacción, las relaciones dictan que la cantidad de productos será de 4 y 6 moles respectivamente. 

Gas Ideal

Un gas ideal es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede ser analizada mediante la mecánica estadística.

En condiciones normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como un gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno, gases nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una tolerancia razonable.1 Generalmente, el apartamiento de las condiciones de gas ideal tiende a ser menor a mayores temperaturas y a menor densidad (o sea a menor presión),1 ya que el trabajo realizado por las fuerzas intermoleculares es menos importante comparado con energía cinética de las partículas, y el tamaño de las moléculas es menos importante comparado con el espacio vacío entre ellas.

El modelo de gas ideal tiende a fallar a temperaturas menores o a presiones elevadas, cuando las fuerzas intermoleculares y el tamaño intermolecular es importante. También por lo general, el modelo de gas ideal no es apropiado para la mayoría de los gases pesados, tales como vapor de agua o muchos fluidos refrigerantes.1 A ciertas temperaturas bajas y a alta presión, los gases reales sufren una transición de fase, tales como a un líquido o a un sólido. El modelo de un gas ideal, sin embargo, no describe o permite las transiciones de fase. Estos fenómenos deben ser modelados por ecuaciones de estado más complejas.

El modelo de gas ideal ha sido investigado tanto en el ámbito de la dinámica newtoniana (como por ejemplo en "teoría cinética") y en mecánica cuántica (como "partícula en una caja"). El modelo de gas ideal también ha sido utilizado para modelar el comportamiento de electrones dentro de un metal (en el Modelo de Drude y en el modelo de electrón libre), y es uno de los modelos más importantes utilizados en la mecánica estadística.

Leyes de los Gases

Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las variables mantenidas constantes.

Ley de Boyle- Mariotte

La Ley de Boyle-Mariotte, o Ley de Boyle, formulada independientemente por el físico y químico irlandés Robert Boyle (1662) y el físico y botánico francés Edme Mariotte (1676), es una de las leyes de los gases que relaciona el volumen y la presión de una cierta cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que:

La presión ejercida por una fuerza física es inversamente proporcional al volumen de una masa gaseosa, siempre y cuando su temperatura se mantenga constante.

o en términos más sencillos:

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la presión que este ejerce.

Ley de Charles I

La Ley de Charles y Gay-Lussac, o simplemente Ley de Charles, es una de las leyes de los gases. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenida a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa.

En esta ley, Jacques Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura, el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.

La ley fue publicada primero por Gay Lussac en 1803, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702.

Ley combinada

Esta ley establece como enunciado:

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

Soluciones Químicas

Las soluciones son sistemas homogéneos formados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto más la masa de solvente.

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.

La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polares.

Solución Diluida

Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.

Soluciones Concentradas

si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa  en 100 gramos de agua. 

Solución Saturada

Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.

Solución Sobresaturada

Contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

Concentración

En química, la concentración de una solución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, el disolvente es la sustancia que disuelve al soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el solvente, menos concentrada está la solución, y a mayor proporción más concentrada está.

Porcentaje Masa / Masa

Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la solución:

Porcentaje Volumen / Volumen

Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificadamente como «% v/v».

Porcentaje Peso a Volumen

Se pueden usar también las mismas unidades que para medir la densidad aunque no conviene combinar ambos conceptos. La densidad de la mezcla es la masa de la disolución dividida por el volumen de ésta, mientras que la concentración en dichas unidades es la masa de soluto dividida por el volumen de la disolución por 100. Se suelen usar gramos por mililitro (g/ml) y a veces se expresa como «% m/v».

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.

La normalidad es la relación entre los equivalentes de una sustancia y los litros de una solución. Los equivalentes se refieren a las cargas por mol de una sustancia: para el caso de los ácidos se refiere a la cantidad de cargas de los hidronio H+, para las bases a la cantidad de cargas negativos de los grupos hidroxilo OH- y para las sales se refiere a las cantidades positivas de los elementos metálicos que sustituyen los hidrógenos de los ácidos.

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.

Molalidad

La concentraciónon molal o molalidad, se abrevia como m y se define como el número de moles de soluto por kilogramo de solvente

Fracción Molar

La fracción molar es una unidad química usada para expresar la concentración de soluto en solvente. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con respecto a los moles totales de solución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea