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Respuesta:
Cuando mezclamos una cierta cantidad de un sólido con un líquido se forma una solución en la que el sólido se conoce como soluto y el líquido o solvente es el diluyente. Ejemplos de soluciones no sólo se encuentran en el laboratorio también en la cocina cuando agregamos sal al agua para preparar luego una sopa estamos preparando primero una solución.
En realidad ¿Qué es una solución?. Una solución es una mezcla homogénea donde todas las partículas que existen en ella se encuentran como moléculas o iones individuales.
Como fácilmente podemos deducir de los ejemplos del capítulo 2 las soluciones se expresan en mgr/ml o en gr/l pero también en molaridad (M).
¿Qué es la molaridad?
El mol (molécula gramo) es una Unidad Internacional usada para medir la cantidad de una sustancia. Un mol de una sustancia expresado en gr es su peso molecular así por ejemplo: un mol de cloruro de sodio (NaCl) son 58,5 gr . Por lo tanto, una solución 1M de cloruro de sodio contendrá 58,5 gr de sal por litro de agua.
La molaridad de una solución se calcula dividiendo los moles del soluto por los litros de la solución.
molaridad = moles de soluto/litros de solución
Ejemplo 1: ¿Cuál es la molaridad de 0,75 moles de soluto disueltos en 2,5 L de solvente?.
M= 0,75 mol / 2,5 L= 0,3 M
Ejemplo 2: ¿Cuál es la molaridad de 58,5 gr de cloruro de sodio disueltos en 2 litros de solvente?.
Para poder hacer el cálculo tenemos que convertir gramos a moles. Si consideramos que el peso molecular del cloruro de sodio es: 58,5 [(peso del Cl- (35,5) + peso del Na+(23)] entonces esa cantidad es un mol.
M= 1 M / 2L= 0,5 M
El número de Avogadro
Los cálculos realizados hasta aquí son muy fáciles, el problema se plantea cuando no se dispone de la cantiad de gramos de un soluto equivalente a su peso molecular. Entonces recurrimos al número de avogadro.
Amedeo Avogadro ( 1776-1856) era un físico italiano que acuñó el término molécula para designar a los pequeños conjuntos estables en que se combinan los átomos y así consiguió diferenciar molécula de átomo. En 1881 dió a conocer un enunciado conocido por la posteridad como principio de Avogadro:
“ Volúmenes iguales de gases cualesquiera, en iguales condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”.
El concepto de mol se introdujo años después de la muerte de Avogadro. Dado que un mol de cualquier sustancia expresado en gramos contiene el mismo número de moléculas, de acuerdo con el principio de Avogadro los volúmenes molares de todos los gases deben ser los mismos.
El número de moléculas contenido en un mol es igual al número de Avogadro cuyo valor se ha calculado en:
6,02 x 1023 moléculas
lo que equivale al número siguiente:
602.000.000.000.000.000.000.000
Hagamos un pequeño esfuerzo y recordemos las siguientes ecuaciones:
1. gramos
----------------------= moles
peso molecular
2. moles
--------------= molaridad (M)
volumen
gramos
3. Molaridad (M) x Volumen (V) = --------------------
peso molecular
Para llegar a la ecuación 3 se ve claramente que fuimos reemplazando los términos.
Ejemplos *
Número 1.
2 gr de NaCl (de peso molecular 58,44 g mol-1 ojo que pusimos aquí el valor exacto del peso a diferencia y no el aproximado de 58,5) se disuelven en 100 mL de agua ¿Cuál es la molaridad de la solución?.
Si aplicamos la ecuación 3 tenemos:
2 gr
M x 0,1 L = -------------------------
58,44 gr.mol-1
M x 0,1 L= 0,034 mol
M= 0,034 mol / 0,1 L
M= 0,34 La molaridad de la solución es 0,34 M
Número 2.
¿Cuántos gramos de NaCl son necesarios para obtener 500 ml de una solución 0,2 M?.
Si aplicamos la ecuación 3 tenemos:
x
(0,2 M) ( 0,5 L) = ---------------------
58,44
x
0,1 = ----------------------
58,44
X = cantidad = 5,844 gr de cloruro de sodio
Por último recordemos que:
Los moles son una medida de la cantidad de una sustancia
La molaridad es una medida de la concentración de esa sustancia, es decir la cantidad de moles por unidad de volumen (litros).
La molaridad es una forma más cabal de comparar concentraciones de diferentes sustancias.
· Ejemplos tomados de Maths & Computers for Biologists: Molarities & Dilutions. Curso de Microbiología de la Universidad de Leicester. Inglaterra.
* Este curso es una contribución de Química Viva educativa (e-Lab) a la propagación del conocimiento científico entre los estudiantes de la escuela secundaria. Departamento de Química Biológica. Facultad de Ciencias Exactas y Naturales. Universidad de Buenos Aires.
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