Soluciones

UNIDAD IV SOLUCIONES QUIMICAS Y DISPERSIONES COLOIDALES
Áreas importantes de desarrollo de los ingenieros civiles, son la Ingeniería Ambiental y la Ingeniería Sanitaria, en las cuales el profesionista que pretende aplicar métodos de tratamiento físicos o químicos, de purificación a las aguas residuales, debe de entender claramente conceptos básicos como unidades de concentraciones (molar,normal, ppm o % en peso), pH, teorías ácido-base y las técnicas de valoración del grado de acidez de una sustancia.
Gran parte de los líquidos que conocemos o que manejamos habitualmente son soluciones o disoluciones. El agua de mar, la saliva, la orina, el vinagre y al agua que bebemos son ejemplos de soluciones.
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más componentes, aquel que se encuentraen mayor proporción se llama solvente y las demás sustancias se denominan solutos y decimos que están disueltas en el disolvente.
Definiremos con el término concentración a la cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de disolvente o de solución. Entre mayor sea la cantidad de soluto disuelta más concentrada estará la solución.
El soluto y el disolvente pueden encontrarse en cualquierestado físico: sólido, líquido o gas.

SOLUTO | DISOLVENTE | ESTADO | EJEMPLO |
Gas | Gas | Gaseoso | Aire |
Gas | Líquido | Líquido | Agua carbonada |
Líquido | Líquido | Líquido | Gasolina |
Solido | Líquido | Líquido | Azúcar con agua |
Gas | Sólido | Sólido | Hidrógeno en Pd |
Líquido | Sólido | Sólido | Amalgamas |
Sólido | Sólido | Sólido | Amalgamas |

Las disolucioneslíquidas son las más corrientes, y de ellas las disoluciones acuosas. En los laboratorios gran parte de las reacciones rutinarias son en medio acuoso, en este capítulo sólo trataremos disoluciones acuosas.
En una disolución necesitamos determinar la concentración de ésta. Se puede expresar de diversas maneras

Molaridad
M = Moles de soluto(n)Volumen (L de disolución)

Ejemplo 1.- Para la determinación de Fe3+ y Fe2+ en suelos se utiliza en otros reactivos HCl 0.5 M, de una manera simple diríamos que para prepara esta solución necesitamos 0.5 moles de HCl por litro de solución.

M = 0.5
PM del HCl es 36.46g/mol
Entonces aplicando nuestra fórmula tenemos que

M = moles de HCl 0.5 = g/36.46/1Lya que n = g/PM
1 L

Despejamos g = 1L x 0.5 x 36.46g/L = 18.23 g de HCl puro y aforar a un litro

Ejemplo 2 Este sería un ejemplo teórico de cómo preparar una solución de HCl, pero en la realidad o sea a nivel de laboratorio que tenemos que hacer para realizar la misma solución.

Si observamos nuestro frasco de HCl grado reactivo en el laboratorio vemos una serie decaracterísticas, en la etiqueta, que nos van a ser útiles para prepara esta solución, ahora anotamos las siguientes propiedades y características:
Pureza 37.00%, PM= 36.46 g/mol, Densidad 1.19 g/ml
En el ejemplo 1 determinamos la cantidad de HCl puro que necesitamos para preparar un litro de HCl 0.5 M que es de 18.23 g
Ahora bien como tomamos esa cantidad de HCl del frasco del reactivo, hacemoslos siguientes cálculos:

18.23g si fuera del 100% pero como tiene solo 37% entonces aplicamos una regla de tres inversa:

18.23 g de HCl ------------ 37%

X ------------------------ 100%

X = 100 x 18.23 / 37 = 49.27 g de HCl del 37% ahora bien como es un líquido necesitamos medirlo en volumen no en peso y para esto utilizamos la densidad.d = g/V V = g/d = 49.27 g/1.19 g/ml = 41.40 ml de HCl al 37% de pureza y aforar a un litro con agua destilada.

Ejemplo 3.- Si determinamos la molaridad de nuestro HCl grado reactivo procedemos de la manera siguiente:

Tenemos que 1 ml d Ac,. ------------ pesa 1.19 g
1000 ml --------------- pesaran 1190 g, pero este ácido tiene una pureza de...