Diferenzas entre revisións de «Concentración (química)»

m
Bot - Trocar {{AP}} por {{Artigo principal}}; cambios estética
(→‎Molaridade: ejemplo>exemplo)
m (Bot - Trocar {{AP}} por {{Artigo principal}}; cambios estética)
[[Ficheiro:Ejemplo de concentración en disolución.svg|miniatura|400px|Estes vasos, que conteñen unha solución dunha tinguidura parda avermellada, mostran cambios cualitativos na concentración. As solucións á esquerda están máis diluídas, comparadas coas solucións máis concentradas da dereita.]]
 
== Solubilidade ==
{{APArtigo principal|Solubilidade}}
 
Cada substancia ten unha [[solubilidade]] para un disolvente determinado. A solubilidade é a cantidade máxima de soluto que pode manterse disolvido nunha disolución, e depende de condicións como a [[temperatura]], a [[presión]] e a presenza doutras substancias disolvidas ou en suspensión. Cando se alcanza a máxima cantidade de soluto nunha solución dise que a solución está saturada, e xa non admitirá máis soluto disolvido nela. Se agregamos un pouco de [[sulfato de cobre]] a un vaso con [[auga]], por exemplo, e axitamos cunha cullerriña, o sal disolverase. Se continuamos agregando sal, haberá cada vez máis concentración deste até que a auga xa non poida disolver máis sal por moito que a axitemos. Entón, a solución estará saturada, e o sal que lle agreguemos, en vez de disolverse, precipitará ao fondo do vaso. Se quentamos a solución, a auga poderá disolver máis sal (aumentará a solubilidade do sulfato na auga), e se a arrefriamos, a auga terá menos capacidade para reter disolvido o sal, e o exceso precipitará.
 
== Formas de expresar a concentración ==
 
A concentración dunha solución pode expresarse en termos [[cualitativo]]s ou en termos [[cuantitativo]]s.
A [[tintura de iodo]], que nunha presentación comercial pode ter unha concentración do 5 %, significa que hai un 5 % de [[iodo]], (o soluto), disolvido nun 95 % de alcohol, (o disolvente).
 
=== Concentración en termos cualitativos ===
 
A concentración das solucións en termos cualitativos, tamén chamados empíricos, non ten en conta, cuantitativamente (numericamente), a cantidade exacta de soluto e disolvente presentes e, dependendo da súa proporción, a concentración clasifícase como:
 
==== Diluída ou concentrada ====
 
Adoito na linguaxe informal, non técnica, a concentración descríbese dunha maneira cualitativa co uso de adxectivos como "diluída" ou "débil", para as solucións de concentración relativamente baixa, e doutros como "concentrada" ou "forte", para as solucións de concentración relativamente alta.
 
Nunha mestura, estes termos relacionan a cantidade dunha [[Substancia química|substancia]] coa intensidade observábel dos efectos ou [[propiedade]]s, como a [[cor]], o [[sabor]], o [[olor]], a [[viscosidade]], a [[condutividade eléctrica]], etc., causados por dita substancia. Por exemplo, a concentración dun [[café]] pode determinarse pola intensidade da cor e sabor da infusión, a dunha limoada polo seu sabor e olor, a da auga [[azucre|azucrada]] polo seu sabor, etc. Unha regra práctica é que canto máis concentrada é unha solución cromática, xeralmente máis intensamente coloreada está.
* '''Solución concentrada:''' aquela que ten unha cantidade considerábel de soluto nun volume determinado. As [[Solución saturada|solucións saturadas]] e [[Solución sobresaturada|sobresaturadas]] son altamente concentradas.
 
==== Insaturada, saturada e sobresaturada ====
 
A concentración dunha solución pode clasificarse, en termos da solubilidade. Dependendo de se o soluto está disolvido no disolvente na máxima cantidade posíbel, ou menor ou maior a esta cantidade, para unha [[temperatura]] e [[presión]] dadas:
* '''Solución sobresaturada:''' é a que contén un exceso de soluto a unha temperatura e presión determinadas (ten máis soluto que o máximo permitido nunha solución saturada). Cando se quenta unha solución saturada, pódese disolver unha maior cantidade de soluto. Se esta solución se arrefría lentamente, pode manter disolvido este soluto en exceso se non se a perturba. Porén, a solución sobresaturada é inestábel, e con calquera perturbación como, por exemplo, un movemento brusco, ou golpes suaves no recipiente que a contén, o soluto en exceso inmediatamente precipitará, quedando entón como unha solución saturada.
 
=== Concentración en termos cuantitativos ===
 
Para usos científicos ou técnicos, una apreciación cualitativa da concentración dunha solución case nunca é suficiente, polo tanto as medidas cuantitativas son necesarias para describir a concentración.
No [[Sistema Internacional de Unidades]] ([[SI]]) emprégase a unidade mol·m<sup>-3</sup>.
 
== Porcentaxe masa-masa, volume-volume e masa-volume ==
 
=== Porcentaxe masa-masa (% m/m) ===
Defínese como a masa de soluto por cada cen unidades de masa da solución:
<center><math>\ % \mbox{ masa} = \frac{\mbox{masa de soluto (g)}}{\mbox{masa de solución (g)}} \cdot 100 </math></center>
20/(80+20)]x 100=20% ou, para distinguila doutras porcentaxes, 20 % m/m (en inglés, % w/w).
 
=== Porcentaxe volume-volume (% V/V) ===
Expresa o volume de soluto por cada cen unidades de volume da solución. Adoita usarse para mesturas líquidas ou gasosas, nas que o volume é un parámetro importante a ter en conta. É dicir, a porcentaxe que representa o soluto no volume total da solución. Adoita expresarse simplificadamente como "'''% v/v'''".
<center><math>\ % \mbox{ volume} = \frac{\mbox{volume de soluto}(mL)}{\mbox{volume de solución}(mL)}\cdot 100 </math></center>
A graduación alcohólica das bebidas exprésase precisamente así: un viño de 12 graos (12°) ten un 12 % (v/v) de alcohol.<ref>Actualmente nas etiquetas de viños e outras bebidas alcohólicas exprésase non en graos, senón como, no caso deste exemplo, '''12 % Vol.'''</ref>
 
=== Concentración en masa-volume (% m/V) ===
Pódense usar tamén as mesmas unidades que para medir a [[densidade]] aínda que non convén combinar ambos os conceptos. A ''densidade'' da mestura é a masa da solución dividida polo volume desta, mentres que a ''concentración'' en ditas unidades é a masa de soluto dividida polo volume da disolución por 100. Adoita usarse os gramos por mililitro (g/mL) e ás veces exprésase como "'''% m/V'''".
<center><math>\ % \mbox{ m/V} = \frac{\mbox{ masa de soluto} (g)}{\mbox{volume de solución} (mL)}\cdot 100 </math></center>
 
=== Cálculos con porcentaxes masa-masa e volume-volume ===
 
Para cálculos coas porcentaxes masa-masa e volume-volume debemos manexar dous conceptos:
 
Se temos un problema no que nos dean dúas das masas, podemos calcular a terceira. Véxase a parte da táboa co fondo amarelo:
* '''Solución = soluto + disolvente'''. Se a masa do sal é de 20 g, e a de auga é de 380 g, a solución terá unha masa que é a suma das dúas anteriores, é dicir, 400 g = 20 g + 380 g
* '''soluto = Solución - disolvente'''. Se temos a masa da solución e a do disolvente, a do soluto será igual á da solución menos a do disolvente: 20 g = 400 g - 380 g
* '''disolvente = Solución - soluto'''. Se temos a masa da solución e a do soluto, a do disolvente é igual á da solución menos a do soluto: 380 g - 400 g = - 20 g
 
* '''disolvente = 100 - soluto'''. Se o soluto está ao 5 %, a porcentaxe do disolvente será do 95 % = 100 % - 5 %
 
==== Regra de tres para calcular proporcións ====
 
A regra de tres úsase frecuentemente para calcular concentracións, xa que hai unha relación [[proporción|proporcional]] entre o soluto, o disolvente e a disolución e entre as porcentaxes de cada un deles.
|}
 
==== Exemplos ====
 
Manexando as regras de tres e a fórmula de Solución = disolvente + soluto, pódense resolver unha gran variedade de problemas de concentración con porcentaxes masa-masa e volume-volume.
Os procedementos para os cálculos con porcentaxes volume-volume son exactamente iguais aos de masa-masa, excepto que en lugar de traballar con unidades de masa, como os gramos, úsanse unidades de volume, como o cm<sup>3</sup>.
 
===== Exemplo 1 =====
 
Se teñen 250 gramos de auga e quérese facer unha solución de bicarbonato de sodio ao 8 %. Cantos gramos de bicarbonato de sodio se necesitan?, cantos gramos de solución se producirán?, cal é a porcentaxe do disolvente?
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" style="background:#DDDDDD" | ? g || align="right" | 8
|-
| disolvente || align="right" | 250 g || align="right" style="background:#DDDDDD" | ? %
|-
| solución || align="right" style="background:#DDDDDD" | ? g || align="right" | 100 %
|}
 
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" | ? g || align="right" style="background:#EEFFDD" | 8 %
|-
| disolvente || align="right" | 250 g || align="right" style="background:#AAE000" | 92 %
|-
| solución || align="right" | ? g || align="right" style="background:#EEFFDD" | 100 %
|}
 
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" style="background:#FFAA88" | 21,74 g || align="right" style="background:#FFEEEE" | 8 %
|-
| disolvente || align="right" style="background:#FFEEEE" | 250 g || align="right" style="background:#FFEEEE" | 92 %
|-
| solución || align="right" | ? g || align="right" | 100 %
|}
 
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" style="background:#FFFFE0" | 21,74 g || align="right" | 8 %
|-
| disolvente || align="right" style="background:#FFFFE0" | 250 g || align="right" | 92 %
|-
| solución || align="right" style="background:#FFDD00" | 271,74 g || align="right" | 100 %
|}
 
===== Exemplo 2 =====
 
Mestúranse dúas solucións de [[cloruro de sodio]]. A primeira son 120 gramos de solución ao 10 %, e a segunda son 240 gramos ao 8 %. Cal á a concentración da solución resultante?, cantos gramos de auga e de cloruro de sodio ten?
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || style="background:#00E0FF" align="right" | 12 g || style="background:#CCFFFF" align="right" | 10 %
|-
| disolvente || align="right" | ? g || align="right" |
|-
| solución || style="background:#CCFFFF" align="right" | 120 g || style="background:#CCFFFF" align="right" | 100 %
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" style="background:#FFFFE0" | 12 g || align="right" | 10 %
|-
| disolvente || align="right" style="background:#FFDD00" | 108 g || align="right" |
240 gramos de solución ao 8 %
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" style="background:#DDDDDD" | ? g || align="right" | 8 %
|-
| disolvente || align="right" style="background:#DDDDDD" | ? g || align="right" |
|-
| solución || align="right" | 240 g || align="right" | 100 %
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || style="background:#00E0FF" align="right" | 19,2 g || style="background:#CCFFFF" align="right" | 8 %
|-
| disolvente || align="right" | ? g || align="right" |
|-
| solución || style="background:#CCFFFF" align="right" | 240 g || style="background:#CCFFFF" align="right" | 100 %
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" style="background:#FFFFE0" | 19,2 g || align="right" | 8 %
|-
| disolvente || align="right" style="background:#FFDD00" | 220,8 g || align="right" |
 
Agora mesturamos a primeira e a segunda solución para formar a terceira, é dicir, sumamos os solutos, os disolventes e as solucións:
* soluto: 31,2 g = 12 g + 19,2 g
* disolvente: 328,8 g = 108 g + 220,8 g
* solución: 360 g = 120 g + 240 g
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || align="right" style="background:#FFFF40" | 31,2 g || align="right" | ?%
|-
| disolvente || align="right" style="background:#FFFF40" | 328,8 g || align="right" |
|-
| solución || align="right" style="background:#FFFF40" | 360 g || align="right" | 100 %
|}
 
 
:{| border="1" cellpadding="3" cellspacing="0"
| soluto || style="background:#CCFFFF" align="right" | 31,2 g || style="background:#00E0FF" align="right" | 8,66 %
|-
| disolvente || align="right" | 328,8g || align="right" |
|-
| solución || style="background:#CCFFFF" align="right" | 360 g || style="background:#CCFFFF" align="right" | 100 %
|}
 
Nota: Os tres resultados son lixeiramente diferentes por erros de redondeo nos cálculos de masa e porcentaxe anteriores.
 
== Molaridade ==
A [[molaridade]] ('''M'''), ou '''concentración molar''', é o número de [[mol]]es de soluto por cada [[litro]] de disolución. Por exemplo, se disolvemos 0,5 moles de soluto en 1000 mL de solución, temos unha concentración dese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar unha solución desta concentración habitualmente disólvese primeiro o soluto nun volume menor, por exemplo 300 mL, e trasládase esa solución a un [[matraz]] aforado, para despois enrasalo con máis disolvente até os 1000 mL.
<center><math>M =\frac{\mbox{moles de soluto}}{\mbox{litros de solución}}</math></center>
É o método máis común de expresar a concentración en química, sobre todo cando se traballa con [[reacción química|reaccións químicas]] e relacións [[estequiometría|estequiométricas]]. Porén, este proceso ten o inconveniente de que o volume cambia coa temperatura.
 
Represéntase tamén como: M = n / V,
onde "n" son os moles de soluto <ref>n = gramos de soluto /masa molecular</ref> e "V" é o volume da solución expresado en litros.
 
== Molalidade ==
A '''molalidade''' ('''m''') é o número de [[mol]]es de soluto dividido por [[quilogramo]] de [[disolvente]] (''non de [[disolución|solución]]'').
 
Emprégase menos que a molaridade pero é igual de importante.
 
== Formalidade ==
A '''formalidade''' ('''F''') é o número de [[peso-fórmula-gramo]] ou masa molecular por [[litro]] de disolución.
 
O número de peso-fórmula-gramo ten unidade de g / PFG.
 
== Normalidade ==
 
A '''normalidade''' ('''N''') é o número de [[equivalente]]s (''eq-g'') de soluto (''sto'') por litro de disolución (''Vsc'').
O número de equivalentes calcúlase dividindo a masa total pola masa de un equivalente: <math>n=m/{m_{eq}}</math>, ou ben como o produto da masa total e a cantidade de equivalentes por mol, dividido pola masa molar: <math>n={m\cdot v}/{m_{eq}}</math>.
 
=== Normalidade ácido-base ===
É a normalidade dunna solución cando se utiliza para unha reacción como [[ácido]] ou como [[base (química)|base]]. Por iso adoitan [[Titulación|titularse]] utilizando [[Indicador de pH|indicadores de pH]].
 
:<math>n={moles}\cdot{H^{+}}</math> para un ácido, ou <math>n={moles}\cdot{OH^{-}}</math> para unha base.
Onde:
* ''n'' é a cantidade de equivalentes.
* ''moles'' é a cantidad de [[Mol|moles]].
* ''H<sup>+</sup>'' é a cantidade de [[Protón|protóns]] cedidos por unha [[molécula]] do ácido.
* ''OH<sup>–</sup>'' é a cantidade de [[hidroxilo]]s cedidos por unha [[molécula]] da base.
Por iso, podemos dicir o seguinte:
:<math>N={M}\cdot{H^{+}}</math> para un ácido, ou <math>N={M}\cdot{OH^{-}}</math> para unha base.
Onde:
* ''N'' é a normalidade da solución.
* ''M'' é a [[#Molaridade|molaridade]] da solución.
* ''H<sup>+</sup>'' é a cantidade de protóns cedidos por unha [[molécula]] de ácido.
* ''OH<sup>–</sup>'' é a cantidade de hidroxilos cedidos por unha [[molécula]] da base.
* Unha solución 1 M de [[Hidróxido de Calcio|Ca(OH)<sub>2</sub>]] cede 2 [[Hidroxilo|OH<sup>–</sup>]], polo tanto, é una solución 2 N.
 
=== Normalidade redox ===
É a normalidade dunha solución cando se utiliza para unha reacción como [[axente oxidante]] ou como [[axente redutor]]. Como un mesmo composto pode actuar como oxidante ou como redutor, adoita indicarse se se trata da normalidade como oxidante (N<sub>ox</sub>) ou como redutor (N<sub>rd</sub>). Por iso adoitan titularse utilizando [[Indicador redox|indicadores redox]].
 
:<math>N={M}\cdot{e^{-}}</math>.
Onde:
* ''N'' é a normalidade da solución.
* ''M'' é a [[molaridade]] da solución.
* ''e<sup>–</sup>'' é a cantidade de electróns intercambiados na semirreacción de oxidación ou redución.
 
:1 [[Arxéntico|Ag<sup>+</sup>]] + 1 [[Electrón|e<sup>–</sup>]] <big>↔</big> [[Prata|Ag<sup>0</sup>]]
 
== Concentracións pequenas ==
Para expresarmos concentracións moi pequeñas, trazas dunha substancia moi diluída noutra, é común empregar as relacións '''partes por millón''' ('''ppm'''), '''partes por "billón"''' ('''ppb''') e '''partes por "trillón"''' ('''ppt'''). O millón equivale a 10<sup>6</sup>, o [[billón]] estadounidense, ou [[millardo]], a 10<sup>9</sup> e o [[trillón]] estadounidense a 10<sup>12</sup>.
 
É particularmente delicado o uso de ppb e ppt, dado o distinto significado de ''billón'' e ''trillón'' nos entornos estadounidense e europeo.
 
== Conversións útiles ==
*
:<math>X_{st} = \frac{m}{\frac{1000}{P_{sv}}+m}</math>
* ''% P/V'' = Concentración en g soluto/100 mL disolución
 
== Outras formas de indicar a concentración ==
Para certas disolucións de uso moi frecuente (por ecxemplo [[ácido sulfúrico]], [[hidróxido de sodio]], etc.) indícase a concentración doutras formas:
 
=== Densidade ===
Aínda que a [[densidade]] non é unha forma de expresar a concentración, é [[proporción|proporcional]] á concentración (nas mesmas condicións de [[temperatura]] e [[presión]]). Por iso en ocasións exprésase a densidade da solución en condicións normais en lugar de indicar a concentración; pero úsase más ben practicamente e con solucións utilizadas moi amplamente. Tamén hai táboas de conversión de densidade a concentración para estas solucións, aínda que o uso da densidade para indicar a concentración é unha práctica que está caendo en desuso.
 
=== Nomes propios ===
Algunhas solucións úsanse nunha concentración determinada para algunhas técnicas específicas. E nestes casos adoita usarse un nome propio.
{|class="toccolours" border="1" cellpadding="4" style="_margin: 0 0 1em 1em; width: 20em; border-collapse: collapse; font-size: 95 %"
|}
 
== Notas ==
{{listaref|2}}
 
== Véxase tamén ==
 
=== Outros artigos ===
* [[Soluto]].
* [[Disolvente]].
* [[Equilibrio químico]].
 
=== Ligazóns externas ===
* [http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui.html Táboa de fórmulas de concentración de solucións] {{es}}.
 
393.002

edicións