Molaridad y Molalidad son ambas medidas de la concentración de una solución química. Molaridad es la relación de moles de volumen de la solución (mol / L), mientras que molalidad es la relación de moles de la masa del disolvente (mol / kg). La mayoría de las veces, no importa qué unidad de concentración que utiliza. Sin embargo, molalidad se prefiere cuando una solución se someterá a los cambios de temperatura debido a una temperatura alterar afecta volumen (cambiando así la concentración si se utiliza molaridad).
Molaridad , también conocido como concentración molar, es el número de moles de una sustancia por litro de solución . Soluciones marcadas con la concentración molar se denotan con un capital M. Una solución 1,0 M contiene 1 mol de soluto por litro de solución.
La molalidad es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente . Es importante la masa de disolvente se utiliza y no la masa de la solución. Soluciones marcadas con concentración molal se denotan con una caja inferior m. Una solución 1,0 M contiene 1 mol de soluto por kilogramo de disolvente.
Las disoluciones son mezclas homogéneas (sus propiedades y composición son uniformes) de dos o más sustancias. A la sustancia que se encuentra en mayor proporción la denominamos: disolvente, y a la o las sustancias que se encuentran en menor proporción: soluto. Las propiedades de una disolución dependen no solo de la naturaleza de sus componentes sino también.
Las disoluciones son mezclas homogéneas (sus propiedades y composición son uniformes) de dos o más sustancias. A la sustancia que se encuentra en mayor proporción la denominamos: disolvente, y a la o las sustancias que se encuentran en menor proporción: soluto.
Las propiedades de una disolución dependen no solo de la naturaleza de sus componentes sino también de sus cantidades relativas, es decir, de sus concentraciones.
Supongamos una disolución de dos componentes. Definimos entonces la concentración como la cantidad de soluto disuelta en una cantidad unidad de disolvente o disolución. (prestar atención: no es lo mismo calcular por unidad de disolvente que por unidad de disolución. Ver más adelante la diferencia entre molaridad y molalidad)
Ahora bien, ¿cómo se calculan las concentraciones?
Existen distintas expresiones para referirnos a la concentración de una disolución, distintas relaciones cuantitativas entre cantidad de soluto, disolvente y disolución, relaciones de masas, masas y volúmenes, moles y volúmenes, etc.
En el siguiente cuadro veremos las unidades de concentración más utilizadas:
En esta primera parte trabajaremos con la molaridad y la molalidad. Veamos algunos ejemplos:
1) 40 mL de una disolución contiene 0,02 moles de ácido carbónico (H2CO3). Calcular la molaridad de la misma.
Solución
Dado que la molaridad se calcula por litro de solución:
0,02 moles de H2CO3 ——– 40 mL de disolución
x=0,5 moles de H2CO3 ——– 1000 mL de disolución
Por lo tanto, la concentración de la solución es 0,5 M
2) 100 gramos de una disolución contienen 12 gramos de cloruro de sodio (NaCl). Calcular la molalidad de la misma.
Solución
Lo primero que debemos hacer es pasar los 12 gramos de cloruro de sodio a moles. Como en el ejemplo anterior, utilizamos la masa molar:
58,5 gramos de NaCl ——– 1 mol de NaCl
12 gramos de NaCl ——– X= 0,205 moles NaCl
A diferencia de la molaridad que se calcula por 1000 ml de solución, en este caso, será cada 1000 gramos y además de disolvente y no de disolución.
Como los 100 gramos son de disolución, calculamos la masa del disolvente:
masa de soluto + masa de disolvente = masa de disolución
12 gramos + x gramos de disolvente = 100 gramos de disolución
Despejando:
100 gramos de disolución – 12 gramos de soluto = 88 gramos de disolvente
Reuniendo los nuevos datos y aplicando la definición de molalidad, tenemos:
88 gramos de disolvente ——– 0,205 moles de NaCl
1000 gramos de disolvente ——– x= 2,33 moles de NaCl
La concentración es 2,33 m
Aclaración: En el caso de las soluciones de sales como el NaCl suele utilizarse la unidad “formalidad” en lugar de “molaridad”. La formalidad es el número de moles de fórmulas unidad (FU) por cada 1000 mL de disolución. Para pasar de gramos a moles utilizamos el peso fórmula (masa en gramos de un mol de fórmulas unidad) que se calcula de la misma forma que la masa molecular. Entonces, ¿cuál es la diferencia entre molaridad y formalidad?
Hablamos de peso fórmula y fórmula unidad (FU), en lugar de masa molecular y moléculas, cuando nos referimos a los compuestos que se ionizan en agua (iónicos), es decir, no se encuentran como moléculas individuales sino en una red cristalina y que, en contacto con agua, se separan en cationes y aniones. Por eso, si bien numéricamente es el mismo valor, es más correcto usar la formalidad para dichos compuestos.
Fracción Molar
Fracción Molar (es un número puro, o sea, no tiene unidad).
La fracción molar de una solución puede ser expresada de dos maneras:
– Fracción molar del soluto.
– Fracción molar del solvente.
La fracción molar del soluto (x1) es la relación entre el número de moles del soluto (n1) y el número de moles de la solución (n1+ n2).
x1 = n1 /(n1+ n2)
La fracción molar del solvente (x2) es la relación entre el número de moles del solvente (n2) y el número de moles de la solución (n1+ n2).
x2 = n2 /(n1+ n2)
Siendo:
x1 = fracción molar del soluto y x2 = fracción molar del solvente
n1 = número de moles del soluto.
n2 = número de moles del solvente.
n = número de moles de la solución ( n1 + n2 ).
La suma de la fracción molar del soluto (n1) y de la fracción molar del solvente (n2) es siempre igual a uno.
x1 + x2 = 1
El número de moles se obtiene a través de la aplicación de la relación masa por mol.
Aplicación: Una solución contiene 4 moles del soluto disueltos en 16 moles del solvente.
Determinar:
a) la fracción molar del soluto.
b) la fracción molar del solvente.
n1 = 4 e n2 = 16
x1= 4/ (4+16) = 4/20= 0,2
x2= 16/ (4+16) = 16/20=0,8
Verificamos
x1 + x2= 0,2 + 0,8 = 1
Molaridad y Molalidad Molalidad
Molalidad o concentración molal es la relación entre el número de moles de soluto (n1) y la masa de solvente (m2), en quilogramos (kg) – no puede ser expresada en otra unidad.
m = n1 /m2
Siendo:
n1 = número de moles de soluto
m2 = masa de solvente en quilogramos
Aplicación: Una solución es preparada, disolviéndose 4,35 gramos de NaNO3 en 2000 gramos de agua. Calcular la molalidad de la solución:
Dado: PM= 87 g/mol (masa del mol de soluto).
n1 = masa de soluto / mol de soluto = 4,35 g / (87 g/mol) = 0,05 mol
m2 = 2000 g solvente= 2 kg
m = 0,05 moles/ 2 kg solv= 0,025 molal
Relación de Masa, moles y volumen
Molaridad y Molalidad Concentración Común
Concentración común es la relación entre la masa de soluto en gramos, y el volumen de la solución en litros.
Siendo: C = concentración común
m1 = masa de soluto, en gramos.
V = volumen de la solución, en litros.
Aplicación: ¿Cuál es la concentración de una solución que contiene 20 gramos de soluto disuelto en 0,5 litros de solución?
m1 = 20 g
V = 0,5 litros
C = 20g / 0,5 litro = 40 g/L
Molaridad
Molaridad o concentración molar es la relación entre el número de moles de soluto y el volumen de la solución, en litros.
M= n1 /V
Siendo:
M = molaridad o concentración molar
n1 = número de moles de soluto.
V = volumen de la solución, en litros.
Relacionando la Molaridad con la Concentración Común:
Aplicación: Fueron disueltos 4,9 g de H2SO4 en agua suficiente para 0,5 litros de solución. ¿Cuál es la concentración molar (molaridad) y la concentración en g/L de la solución?
Dado: PM de H2SO4 = 98 g/mol
Cálculo de la concentración molar o molaridad:
n1 = m1 / mol1 = 4,9 g / (98 g/mol) = 0,05 moles
M = n1 / V (litros) = 0,05 moles / 0,5 L = 0,1 molar
Cálculo de la concentración común: puede obtenerse de dos formas
C = M. PM = (0,1 moles/L), (98 g/mol) = 9,8 g/litro
C = m1 / V = 4,9 g/0,5 litros = 9,8 g/L
Molaridad y Molalidad Resonancia
A veces, una única estructura de Lewis no nos aporta toda la información que necesitamos de una molécula, o no nos da la información completa, por lo que necesitamos tener más de una estructura de Lewis, como por ejemplo es el caso de la molécula de ozono, de la cual podemos dibujar dos estructuras
A veces, una única estructura de Lewis no nos aporta toda la información que necesitamos de una molécula, o no nos da la información completa, por lo que necesitamos tener más de una estructura de Lewis, como por ejemplo es el caso de la molécula de ozono, de la cual podemos dibujar dos estructuras de Lewis. En el caso del ozono, sus estructuras por separado no dan una buena representación de su geometría, esto ocurre con las estructuras de numerosas otras moléculas.
Molaridad y Molalidad Estructuras del Ozono:
La estructura de Lewis presenta deficiencias, por lo que debemos introducir un nuevo término: la resonancia. Según el concepto de resonancia, las estructuras que tienen las moléculas pueden encontrarse representadas por la sumación o mezcla de cada una de las estructuras de Lewis que puedan presentarse para una molécula. Cuando queremos indicar que existe resonancia en las estructuras, lo haremos introduciendo una flecha de doble punta. En el caso del ozono sería:
Entenderemos por estructuras resonantes aquellas que sean una mezcla de las diferentes estructuras existentes para una molécula, pero no debemos confundirlo con los equilibrios entre ellas o los cambios intermoleculares. Si nos referimos a la mecánica cuántica, la distribución a nivel electrónico con la que cuentan cada una de las estructuras moleculares será representada a través de una función de onda siendo, para una molécula Y, la función de onda real un combinado lineal de todas las funciones de onda que tienen las diferentes estructuras resonantes que posee la molécula a tratar. A las estructuras resonantes también se las conoce como formas canónicas. En el caso del ejemplo que nos ocupa, en el ozono, ambas funciones de onda para cada una de las dos estructuras contribuyen de la misma manera a la función de onda real de la molécula de ozono (ψ), pues en este caso, ambas cuentan con la misma energía, por lo cual se dice que la estructura global es un híbrido de resonancia.
La resonancia presenta dos importantes consecuencias, por un lado, nos habla de las características que presentan los enlaces dentro de la molécula, y por otro lado nos reduce la energía que posee el híbrido de resonancia, por lo cual dicha energía siempre será menor que las de las estructuras que participan. De esta forma, por ejemplo, la energía que tiene el híbrido de resonancia para el ozono (O3), será menor que la tienen cada uno de las estructuras en resonancia individualmente.
El concepto de resonancia es más importante cuanto mayor sea el número de estructuras contribuyentes en energía. En dichos casos, el total de las estructuras resonantes ayudan de igual manera al híbrido de resonancia. Pero cuando las diferentes estructuras resonantes poseen distintas energías, su aporte al híbrido de resonancia tendrá menor importancia según sea mayor la energía que tiene la estructura. Es decir, las estructuras resonantes que tienen menor energía se parecen más a la formación real de la molécula.
La elección a tomar acerca de qué estructura de Lewis será la de menor energía, y por lo tanto, la que colabora mayoritariamente al híbrido de resonancia dependerá fuertemente de la distribución que tengan las cargas formales para cada átomo de la molécula. A pesar de que la carga total que tenga la molécula se encuentre repartida de manera global a lo largo de la estructura, en algunas ocasiones se hace de utilidad poder asignar una carga formal a cada uno de los átomos de la estructura. La carga formal que tiene un átomo en las estructuras de Lewis puede ser calculada a través de la fórmula:
Cf (carga formal) = Nv (número de electrones de valencia) – Nps (número de electrones en los pares no compartidos) – ½ Npc (número de electrones compartidos)
Es decir, la carga formal será la diferencia existente entre la cantidad de electrones que hay en un átomo cuando éste se encuentra en forma libre, y la cantidad de electrones que tiene cuando se encuentra formando parte de una molécula. Así las cargas formales nos indican la cantidad de electrones que un átomo puede ganar o perder cuando éste se encuentra implicado en un enlazamiento de tipo covalente con algún otro átomo. Cuando sumamos las cargas formales de una estructura de Lewis, siempre será de igual valor que la carga total que posee la molécula o especie química.
La estructura resonante que tiene la energía más pequeña es la que tiene sus cargas formales en átomos solitarios más pequeñas. De igual modo, los átomos con mayor electronegatividad son los que tienen cargas más negativas, y los que poseen menor electronegatividad son las que cuentan con cargas positivas. Por ejemplo, el caso del NO3- :
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