Estequiometria y Soluciones

Estequiometria y Soluciones

Viviana Donoso B.

Joaquín Pérez S.

Resumen: La estequiometria estudia las relaciones cuantitativas entre los elementos, compuestos y reacciones en las que ellos participan. Esto nos permite deducir, a través de diferentes análisis, como una sustancia reacciona con otra para formar una nueva, y en que cantidades lo hacen. Las soluciones son mezclas homogéneas formadas por dos o más componentes. Las propiedades de estas varias según la cantidad de soluto y solvente que posea y también la solubilidad de este último.

Conceptos claves: reacción química; reactante; producto; ley de conservación de materia; mol; número de Avogadro, coeficiente estequiométrico, soluto, solvente, solubilidad.

INTRODUCCIÓN: La idea de que la materia se combina y sufre cambios físicos y químicos fue estudiada por primera vez por Joseph Proust, quien sostuvo que en una reacción química los diferentes elementos reaccionaban en proporciones definidas. Sin embargo seguían existiendo preguntas como ¿por qué al quemar un compuesto se pierde masa? La respuesta a esta interrogante sería “en una reacción química se libera gas, por lo que no hay perdida de masa”. En base a este razonamiento se determinó la ley de conservación de la materia, la cual postula que en el universo la masa permanece constante, es decir, no se gana ni se pierde masa. Esto permite reconocer las relaciones que se establecen en una reacción química. La estequiometria estudia es quien estudia las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en una reacción química.

REACCIONES QUÍMICAS: Toda sustancia en la naturaleza puede experimentar cambios físicos o químicos.

 Cambios químicos: En estos casos existe una transformación en la composición interna de la materia, formando nuevas sustancias con composición y propiedades diferentes.

Esta transformación ocurre por rompimiento y formación de enlaces.

Este tipo de cambios se conoce como REACCIÓN QUIMICA. Las sustancias iniciales se llaman reactantes y las finales productos. Es un proceso irreversible. Ejemplos de cambios

Combustión. Ej de reacción química

químicos son la oxidación y la combustión.

 Cambios físicos: No hay variación en la composición interna de la materia, es decir, la sustancia inicial es la misma que la final. Es un proceso reversible.

Ejemplo de cambios físicos son los cambios de estado.

MAGNITUDES

I. Unidad de masa atómica (u.m.a.): Corresponde por convención a la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono 12, neutro y en su estado fundamental. El carbono 12 se toma por convención, además de ser el isótopo de carbono más abundante, ya que corresponde a un 98,89% de todo el carbono terrestre. Equivale a 1,66 x 10^-24 gr. Por convención se dice que el carbono 12 tiene una masa de 12 u.m.a (12x1,66 x 10^-24 gr).

II. Mol

El mol es una medida de cantidad de sustancia (Así como el gramo es una medida de masa) que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas o iones) como número de átomos que hay en 0.012 kg de carbono-12. Esta cantidad se determina experimentalmente y se conoce como número de Avogadro (NA), correspondiendo al valor de:

6,02 × 10²³ (átomos, moléculas, iones, etc) Ejemplo: 1 mol de He = 66,02 × 10²³ átomos de He 1 mol de N2 = 6,02 × 10²³ moléculas de N2

Cambio de fase. Ej de cambio físico

Proceso reversible: Transformación parcial, en donde las sustancias pueden volver a su estado inicial. Las moléculas permaneces inalteradas.

Proceso irreversible: Sustancias cambian su composición interna, por lo que no pueden volver a su estado inicial.

Dato interesante El Día del Mol se celebra cada año el 23 de octubre en Estados Unidos entre las 6:02 de la mañana y las 6:02 de la tarde

aprovechando los dígitos del número de Avogadro.

Así como 1 Kg son 1000 gr, 1 u.m.a. son 1,66 x 10^-24 gr

III. Masa molar o peso molecular¹

La masa molar es la masa (generalmente en gramos) de un mol átomos, moléculas, etc.

Se expresa en gr/mol.

Ejemplo:

 La masa molar del sodio es 22,99 gr, esto significa que la masa de 1 mol de átomos de sodio, es 22,99 gr y por lo tanto, se expresa 22,99 gr/mol.

 La masa molar del Oxígeno es 16 g/mol. Y la del Hidrógeno es 1gr/mol, por lo tanto, la masa de H2O es:

2 átomos de H  2 × 1 g/mol = 2 g/mol 1 átomo de O  1 × 16 g/mol = 16 g/mol H2O  2 g/mol + 16 g/mol = 18g/mol

Por lo tanto, la masa molar de H2O es 18g/mol, es decir, la masa de 1 mol de H2O (6,02 x 10²³ moléculas) es de 18 gr.

¿Cómo calcular la cantidad de sustancia en moles?

Para calculas la cantidad de moles de cualquier sustancia, usaremos la siguiente expresión

1 Es muy frecuente usar como sinónimo peso molecular y masa molar, a pesar que conceptualmente, son cosas distintas. El peso molecular es un promedio de la masa de los isotopos de un mismo elemento.

¡IMPORTANTE! También existe el concepto de masa molecular, la cual es la suma de las masas atómicas de los átomos descritos en una fórmula química. La unidad de medida de la masa atómica y molecular es el u.m.a. Sin embargo, si estamos hablando de la masa de un mol de moléculas, 1 u.m.a es equivalente a 1 gramo/mol. Ejemplo: 1 átomo de Hidrógeno masa 1 u.m.a, por lo tanto, 1 mol de átomos de Hidrógeno masa 1 gramo/mol.

Así como una docena de huevos son 12 huevos y un par de zapatos son 2 zapatos, en un mol hay 6,02 x 10²³ entidades elementales.

𝑛 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟

Donde, la masa debe estar en gramos y la masa molar en gramos/mol.

Ejemplo: ¿Cuántos moles en hay en 10 gr de BaCl2? PA: Ba = 137,3; Cl = 35,5 Peso molecular BaCl2 = 137,3 + 35,5x2 = 208,3

n = ^{𝑚𝑎𝑠𝑎}

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 = ¹⁰

208,3 = 0,048

IV. Peso equivalente: Es la cantidad de sustancia que reacciona con 1 parte de hidrógeno o con 8 partes de oxígeno.

Ejemplo:

Calcule el peso equivalente (PE) de un metal, si 65 gr de este reaccionan con 18 gr de oxígeno.

65 gr reaccionan con 18 gr X gr reaccionan con 8 gr Tabla simple de 3:

65 18 X 8

X = ^{65 𝑥 8}

18

=

Calcule el PE del aluminio en la siguiente reacción química. Peso atómico del aluminio: 27; oxígeno: 16.

4Al + 3O2 2Al2O3

Calculamos la cantidad en gramos de cada molécula Al: 4x27 = 108 gr. O2: 3x16x2 = 96 gr.

108 gr de aluminio reaccionan con 96 gr de oxígeno.

X gr de aluminio reaccionan con 8 gr de oxígeno.

Tabla simple de 3:

108 96 X 8

X = ^{108 𝑥 8} 96

=

Formas de calcular peso equivalente:

De un elemento: peso anatómico/valencia Ejemplo:

Calcular PE del Magnesio (Mg) y Potasio (K) PA: Mg = 24 K = 39

Valencia K = 1 (grupo IA) Mg = 2 (grupo IIA) PE (Mg): ^PA

Val = ²⁴ 2 = 12 PE (K): ^PA

Val = ³⁹ 1 = 39

V. Volumen molar

Corresponde al volumen que ocupa un mol de un elemento o compuesto en estado gaseoso.

¡IMPORTANTE! En condiciones normales de presión y temperatura (C.N.P.T.), es decir, a 0°C y 1 atm de presión; el volumen que ocupa un 1 mol de gas es 22, 4 litros.

C.N.P.T: A temperatura de 25°C (298 K) y 1 atm de presión.

Condiciones estándar: A temperatura de 0°C (273 K) y 1 atm de presión.

¡RECORDAR! Valencia corresponde a la capacidad de los elementos de combinarse por medio de sus electrones de valencia. También se puede definir como el número de electrones enlazados. Existen elementos con única valencia, como es el caso de los elemento del grupo IA, IIA y IIIA.

ECUACION QUIMICA: Es una representación escrita de lo que ocurre en una reacción química.

Reactantes productos

A + B C + D Sustancia Se transforma Sustancia final inicial

La ecuación química informa de una reacción:

 Sustancias que intervienen.

 Número de átomos involucrados.

 Relación entre moles de las sustancias.

 Relación entre moléculas de las sustancias.

 Relación entre los volúmenes de las sustancias.

Ejemplo:

2 C8H18 + 25 O2 16CO2 + 18H2O

 Reactantes: C8H18 y O2. Productos: CO2 y H2O

 Sustancias que intervienen: C8H18 y O2

 Número de átomos involucrados 16 átomos de carbono, 36 átomos de hidrógeno y 50 átomos de oxígeno.

 Relación entre moles: 2 moles C8H18 reaccionan con 25 moles de O2, para formar 16 moles de CO2 y18 moles de H2O.

 Relación entre moléculas: 2 moléculas de C8H18 reaccionan con 25 moléculas de O2, para formar 16 moléculas de CO2 y18 moléculas de H2O.

LEYES DE LAS REACCIONES QUIMICAS:

Ley de conservación de masas o Lavoisier: “en una reacción química se cumple que la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos”.

Ej.: Al medir la masa de una muestra de carbonato de calcio (CaCO3) esta es de 120 gr.

Al calentar la muestra se observa la formación de óxido de calcio (CaO) y dióxido de carbono (CO2), sin embargo la masa total no varía.

Ley de las proporciones definidas o Prouts: “Para formar una sustancia, los elementos que se combinan lo hacen en una proporción determinada de masa”.

Ej: En el caso del gua pura, esta contiene un 11,2% de hidrogeno y un 88,8% de oxigeno, es decir, si tengo 100 gr de agua, 11,2 gr corresponden a hidrogeno y 88,8 corresponden a oxígeno. Esta proporción siempre se mantiene, así si se analiza una gota de agua, o 3000 millones de litros, siempre se obtendrá 11,2% de hidrógeno y 88,8% de oxígeno.

= Hidrógeno = Oxígeno

CaCO3

CaO + CO2

GOTA DE AGUA

11,2%

hidrogeno

88,8%

oxígeno

3000 millones de litros

11,2%

hidrogeno

88,8%

oxígeno

120 gr 120 gr

Ley de las proporciones multiples o de Dalton: “La cantidad de un elemento X se combina con una cantidad fija de un elemento Y para formar un compuesto. Estos elementos están en relación de números enteros como 1:1, 2:1, etc”.

Ej: En el caso del dióxido de carbono (CO2), una molécula de carbono reacciona con dos moléculas de oxígenos para generar una molécula de CO2, es decir, están en relación 1:2.

Si se tienen dos moléculas de carbono, se necesitarían cuatro moléculas de oxigeno para que este reaccione, generando dos moléculas de CO2.

¿Por qué 11,2% de hidrógeno y 88,8% de oxígeno?

El peso anatómico del hidrogeno es de 1 gr/mol, el del oxígeno es de 16 gr/mol, lo que significa que el peso molecular del agua (H2O) es de 18 gr/mol (1 +1 + 16 = 18). Por lo tanto en 18 gr de H2O hay 16 gr de oxigeno, lo que corresponde a un 88,8%, y hay 2 gr de

hidrógeno, lo que corresponde a 11,2%.

C + O

CO

2C + 2 O

2CO

IMPORTANTE!!!!!: No confundir la ley de Proust con la ley de Dalton. Proust se refiere a la cantidad de masa de los reactantes, mientras que Dalton se refiere a la cantidad de moles de reactantes que participan en una reacción.

EQUILIBRIO DE UNA ECUACIÓN:

Cuando se escribe una ecuación química se debe comprobar que esta cumpla con la ley de conservación de masa, es decir, que el número de átomos que hay en cada

elemento debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación. Para esto se antepone antes de cada molécula un número entero, llamado coeficiente estequiométrico.

Ejemplo:

H2 + O2 H2O

H: reactantes = 2 productos = 2 O: reactantes = 2 productos = 1

La ecuación no está equilibrada, ya que hay 2 átomos de oxígeno en los reactantes, pero solo 1 en los productos. Para equilibrar se debe poner como coeficiente estequiométrico el 2 en el agua:

H2 + O2 2H2O

H: reactantes = 2 productos = 4 O: reactantes = 2 productos = 2

Ahora tenemos 4 átomos de hidrógeno en los productos, y 2 en los reactantes. Entonces colocamos como coeficiente un 2 en el hidrógeno:

2H2 + O2 2H2O

H: reactantes = 4 productos = 4 O: reactantes = 2 productos = 2 Ecuación equilibrada!!!

CH4 + O2 CO2 + H2O

C: reactantes = 1 productos = 1 H: reactantes = 4 productos = 2 O: reactantes = 2 productos = 3

La ecuación no esta equilibrada, ya que tenemos en los reactantes 4 átomos de

hidrógeno y 2 de oxígeno, mientras que en los productos tenemos 2 átomos de hidrógeno y 3 de oxígeno. Entonces colocamos un 2 como coeficiente estequiomético para el H2O.

CH4 + O2 CO2 + 2H2O

C: reactantes = 1 productos = 1 H: reactantes = 4 productos = 4 O: reactantes = 2 productos = 4

Ahora tenemos 2 átomos de oxígeno en los reactantes y 4 en los productos, así que colocamos un 2 como coeficiente estequiométrico para el O2

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O C: reactantes = 1 productos = 1 H: reactantes = 4 productos = 4 O: reactantes = 4 productos = 4 ECUACIÓN EQUILIBRADA!!!

ESTEQUIOMETRIA: Establece relaciones cuantitativas entre los reactantes y los producto de una reacción química.

Para conocer la información que entrega una ecuación química se pueden seguir los siguientes pasos:

 Paso 1: Balancear la ecuación.

 Paso 2: Establecer relaciones entre los moles de los reactantes y los productos, basándose en los coeficientes estequimétricos.

 Paso 3: Establecer relaciones entre las masas o los volúmenes (en el caso de los gases se suele ocupar volumen)

 Paso 4: determinar cantidades desconocidas, según los datos entregados.

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2) producirán 465 gr de octano (C8H18.)

Ecuación química:

C8H18 + O2 CO2 + H2O Paso 1: balancear la ecuación:

2 C8H18 + 25 O2 16CO2 + 18H2O C: reactantes = 16 productos = 16

H: reactantes = 36 productos = 36 O: reactantes = 50 productos = 50

Paso 2: relación entre moles

2 moles C8H18 reaccionan con 25 moles de O2, para formar 16 moles de CO2 y 18 moles de H2O.

Paso 3: relación entre las masas PA: C=12 H=1 O= 16

PM: C8H18 = (8x12gr/mol) + (18x1gr/mol) = 114 gr/mol O2 = 2x16gr/mol = 32 gr/mol

CO2 = 12 gr/mol + (2x16gr/mol) = 44 gr/mol H2O = (2x1gr/mol) + 16 gr/mol = 18 gr/mol

Entonces la masa de cada sustancia será: masa = PM x moles C8H18 = 2 mol x 114 gr/mol = 228 gr

O2 = 25 mol x 32 gr/mol = 800 gr CO2 = 16 mol x 44 gr/mol = 704 gr H2O = 18 mol x 18 gr/mol = 324 gr

Por lo tanto 228 gr C8H18 reaccionan con 800 gr de O2, para formar 704 gr de CO2 y 324 de H2O.

Paso 4: determinar cantidades desconocidas

La pregunta es cuantos gramos de CO2 producirán 465 gr de C8H18 228 gr de C8H18 forman 704 gr de CO2.

465 gr de C8H18 forman X gr de CO2. Tabla simple de 3

228 gr C8H18 704 gr CO2. 465 gr C8H18 X gr CO2. X = ^{465 𝑥 704}

228

=

Disoluciones

Mezclas

Las sustancias que componen una mezcla conservan sus propiedades, es decir, no ocurre una alteración química en ellas.

Cuando en la mezcla, una sustancia está fraccionada en pequeñas partículas, la mezcla se denomina dispersión. Las dispersiones se clasifican según el tamaño de partículas dispersas en:

a) Suspensión: Es una mezcla heterogénea. La fase dispersa es visible al ojo humano (Mayor a 100 nm)

b) Coloide: Es una mezcla heterogénea. La fase dispersa es visible en el microscopio (1-100 nm). Se subdivide en emulsiones (líquido disuelto en líquido), geles (sólido disuelto en líquido) y en aerosoles (sólido o líquido disuelto en gas)

c) Solución: Es un mezcla homogénea entre uno o más solutos (disperso) y un disolvente (dispersante).

Solución o disolución química: Corresponde a una mezcla homogénea formada por un soluto y un disolvente. El soluto es la sustancia que se encuentra en menor cantidad; el solvente o disolvente es el que se encuentra en mayor cantidad.

Soluto + Solvente = Disolución

Mezcla homogénea: Aquellas en la que los componentes NO se pueden distinguir a simple vista.

Mezcla heterogénea: Aquellas en la cual si se pueden distinguir sus componentes a simple vista.

Disolución acuosa: Se van a topar con este concepto muchas veces. Corresponde a una disolución en donde el disolvente es AGUA!!!!.

Tipos de soluciones

Las soluciones se pueden clasificar según diferentes criterios:

Polaridad de las sustancias

El grado de disolución de las sustancias depende de la naturaleza de las mismas. Esto significa que: “Lo semejante disuelve lo semejante”. Por ejemplo, una sustancia polar como lo es el H2O disuelve a otra polar, como lo es el HCl.

Solubilidad

Corresponde a la máxima cantidad de sustancia que puede ser disuelta a una

temperatura dada en una cierta cantidad de disolvente, con el propósito de formar una solución estable. La unidad de medida de la solubilidad es el g/L o concentración molar ([ ]). Según el grado de solubilidad de la disolución, se puede clasificar en:

Proporción soluto/solvente

Diluida Concentrada

Baja

concentración de soluto

Alta

concentración del soluto

Tipo de soluto

Iónica Molecular

Solubilidad

Recordar que una sustancia polar es una molécula con cargas eléctricas parciales (dipolos eléctricos) negativas y positivas. Esta polaridad se debe a la diferencia de electronegatividades entre sus átomos y la geometría espacial.

Insaturada

Saturada

Sobresaturada Se disocian,

formando electrolitos

No se disocian, sólo se disuelven.

Clasificación de las soluciones

a) Saturada: Se ha disuelto el máximo de soluto en un volumen de disolvente.

b) Insaturada: La masa del soluto disuelto es menor a la del punto de saturación.

c) Sobresaturada: La masa del soluto disuelto puede ser temporalmente mayor que la correspondiente a la saturación.

Para comprender esto, veamos un ejemplo:

La solubilidad del NaOH a 20°C es de 40 gramos en 100 gramos de agua:

Si la masa del soluto es de 20 gramos, la solución es insaturada.

Si la masa del soluto es de 40 gramos, la solución es saturada.

Si la masa del soluto es de 41 gramos, la solución es sobresaturada.

Factores que modifican la solubilidad

 Presión: La presión altera la solubilidad sólo en caso de que el soluto sea un gas.

La solubilidad de un gas en un líquido es directamente proporcional a la presión aplicada por el gas sobre el líquido. ¿Por qué ocurre esto? Esto es debido a que al aumentar la presión, aumentan los choques efectivos y por lo tanto, la velocidad de reacción.

 Temperatura: Existen dos casos, para los solutos gaseosos y para los solutos sólidos.

En los gases, al aumentar la temperatura, la solubilidad disminuye, ya que se ve

involucrado un incremento en la energía cinética de las moléculas gaseosas, las cuales pasan más fácilmente del medio líquido al gaseoso, disminuyendo la solubilidad. En el caso de los sólidos (iónicos), al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad.

Unidades de concentración

Corresponden a la medida de la cantidad de soluto que hay en una disolución. Estas unidades de concentración se pueden expresar de distintas maneras:

Unidades físicas:

Porcentaje en masa: gramos de soluto en 100 gramos de disolución.

masa (g) de soluto

% m/m = x 100 masa (g) de disolución

Porcentaje masa/volumen: gramos de soluto en 100 mL de disolución.

masa (g) de soluto

% m/v = x 100 volumen (mL) de disolución

Porcentaje volumen/volumen: mL de soluto en 100 mL de disolución.

volumen (mL) de soluto

% v/v = x 100 volumen (mL) de disolución

Partes por millón: mg de soluto / Kilogramo de disolución

Unidades químicas:

masa en gramos del soluto Mol (n):

masa molar en gramos/mol moles de soluto Molaridad (M):

Litro de solución moles de soluto Molalidad (m):

kilogramo de disolvente moles de soluto Fracción Molar (X):

moles totales

Normalidad (N): Número de equivalentes de soluto /Litro de solución

Ejercicios

Calculo de porcentajes:

1.-¿Cuál es el % m/v si se dispone 300 mL de una disolución que contiene 6 gramos de soluto? Resp. 2% m/v

2.-Se tiene una solución al 20% m/m y se precisa preparar 200 gramos de solución.

¿Cuánta masa de soluto necesito? Resp. 40 (g)

3.- ¿Cuántos gramos de sal están contenidos en 500 mL de una disolución acuosa (densidad: 1,4 g/mL) al 10% de sal. Resp.70 (g)

4.- ¿Cuántos gramos de disolvente hay en una solución al 40% m/m?

Resp. 60 (g) Calculo de moles:

1.- Se tienen 80 gramos de hidróxido de sodio (NaOH) cuya masa molar es 40 g/mol.

¿Cuántos moles de NaOH se tienen? Resp. 2 (mol)

2.- Calcular cuántos moles hay en 49 gramos de H2SO4 (masas atómicas: H: 1 g/mol, S:

32 g/mol, O: 16 g/mol). Resp. 0,5 (mol)

Cálculos de Molaridad (M):

1.- Se tiene una solución con 2 moles de soluto en 500 mL de solución. ¿Cuál es la molaridad de esta solución? Resp. 4 molar

2.- Una solución de concentración 3 molar de NaCl en agua (masa molar NaCl: 58,5 g/mol). ¿Cuánta masa preciso para preparar 1 Litro de esta solución?

Resp. 175,5 (g)

Cálculos de Molalidad (m):

1.- ¿Cuál es la molalidad de una disolución acuosa de concentración 20% m/m de glicerina (masa molar 92 g/mol)? Resp.2,17 molal

2.- Una disolución es 3 molal de NaOH en agua. Si necesito preparar 3 Litros de esta solución, ¿Cuánta masa de NaOH necesito? (dato MM NaOH= 40 g/mol). Resp. 360 (g)

Cálculos de fracción molar (X):

1.- ¿Cuál es la fracción molar del etanol en una disolución que contiene 92 g de alcohol y 72 g de agua? Dato MM etanol es 46 g/mol. Resp. Xetanol=0,33

2.- ¿Cuál será la fracción molar del propanol (MM=60 g/mol) en una disolución que está compuesta por 240 g de propanol y 46 g de etanol? Xpropanol=0,8

Dilución

Procedimiento que se utiliza para preparar soluciones menos concentradas a partir de soluciones con mayor concentración. En este proceso, al agregar más disolvente a una determinada disolución concentrada, su concentración disminuye, sin que se

modifique el número de moles de soluto que están presentes en la disolución. Es decir:

moles de soluto antes de la dilución = moles de soluto después de la dilución

Donde:

Ci : Concentración inicial Vi : Volumen inicial Cf : Concentración final Vf : Volumen final

* ¿Por qué M x V?

Porque el producto de la molaridad (concentración) por el volumen corresponde al numero de moles de soluto (M x V = ^mol

L x L = mol) y el número de moles se mantiene constante ya que solo estoy agregando disolvente, no alterando la cantidad de soluto.

Ejemplo:

1. ¿Qué volumen de una disolución concentrada de H2SO4, 8,61 M se necesitan para preparar 500 mL de una disolución 1,45 M?

C1 x V1 = C2 x V2

Disolución inicial: Disolución final:

M1 = 8,61 M M2 = 1,45 M V1 = X V2 = 500mL

C1 x V1 = C2 x V2

V1 = ^{𝐶2 𝑥 𝑉2}

𝐶1 = 1,45 𝑀 𝑥 500 𝑚𝐿 8,61 𝑀

V2 = 84,2 mL

2. Se tiene una disolución que es 1 molar y que tiene un volumen de 200 mL y se precisa preparar una disolución 0,5 molar. ¿Cuál es el volumen que debo agregar a la disolución inicial?

Resolución:

Las condiciones iniciales son Ci=1 M, Vi=200 mL Condiciones finales son Cf=0,5 M, Vf= X mL

Luego: Ci x Vi = Cf x Vf reemplazando valores tenemos 1 x 200 = 0,5 x X

Donde X = 400 mL. Por lo tanto se debe agregar 200 mL al volumen inicial, para obtener una disolución 0,5 M.

Ejercicio: Se tiene 150 mL de una disolución 20% m/v de metanol en agua y se precisa preparar una solución 0,2 M. ¿Qué volumen debo agregar al volumen inicial? Resp.

Volumen a agregar 4537,5 mL