Apuntes Química orgánica Tema 1.1 (para carrera Biología UV), Study notes of Organic Chemistry

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Tema 1

Estructura de la materia

y enlace químico

1

-Propiedades, clasificación y estructura de la materia.

-Estructura atómica. Principales hitos históricos.

-Análisis y medida de la materia. Concepto de mol. Fórmula.

-Ecuaciones químicas. Reactivo limitante. Rendimiento.

-Reacciones en disolución: Concentraciones.

PROPIEDADES, CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, así como los cambios en su composición (reacciones) y la energía asociada a estos cambios.

MATERIA: todo aquello que ocupa espacio, tiene masa y posee inercia.

Propiedades de la materia:

PROPIEDADES FÍSICAS: Características observables que presenta la materia y que NO implican un cambio en su composición. Ejemplo: Forma, color, olor, dureza, fragilidad, masa, volumen, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, etc.

PROPIEDADES QUÍMICAS: Propiedades de la materia relacionadas con su capacidad para experimentar un cambio en su composición o provocar un cambio de composición en otra porción de materia.

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Propiedades físicas -color anaranjado -brillante -excelente conductor del calor y la electricidad -dúctil y maleable -punto de fusion 1083 °C

COBRE

Propiedades químicas -baja reactividad (estabilidad química) -su superficie se oxida lentamente en contacto con el aire

PROPIEDADES, CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Cambios físicos

Durante un cambio físico una sustancia cambia sus propiedades físicas pero no su composición, es decir, la identidad de la sustancia no cambia. Ejemplos: todos los cambios de estado (entre sólido, líquido y gas) son procesos físicos. Los cambios de forma también son cambios físicos.

Fusión

Solidificación

5

Martillear un lingote de oro hasta darle forma de láminas son cambios físicos

PROPIEDADES, CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA DE LA MATERIA

En un cambio químico (o reacción química) una sustancia se transforma en otra químicamente diferente (cambia su composición)

Cambios químicos

Disolución de una moneda de cobre en ácido nítrico concentrado

Cu(s) + 4 HNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 (g) + 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 2 H 2 O + q

PROPIEDADES, CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA DE LA MATERIA

De acuerdo con su estado físico :

Sólido

Líquido

Gas

Plasma

“estados de la materia”

De acuerdo con su composición :

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PROPIEDADES, CLASIFICACIÓN Y ESTRUCTURA DE LA MATERIA

• Elementos
• Compuestos

Sustancias puras

Mezclas

Clasificaciones de la materia

gas

• No tiene volumen ni forma fija sino que ocupa el volumen y toma la forma de su recipiente.
• Puede comprimirse o expandirse fácilmente.
• Las partículas están muy separadas entre ellas y se mueven muy rápidamente

líquido

• No tiene forma definida sino que toma la forma del recipiente que lo contiene.
• Sí tiene un volumen definido (independiente de su recipiente).
• Los líquidos son difíciles de comprimir.
• Las partículas se encuentran próximas pero pueden moverse libremente, no ocupando posiciones fijas.

sólido

• Tiene tanto forma como volumen definidos. •Las partículas que lo componen se hallan próximas entre sí y en posiciones definidas.
• Las partículas se mueven muy lentamente.

Clasificaciones de la materia: estados de la materia

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plasma

• Como el gas, no tiene volumen ni forma fija.
• A diferencia de los gases, conduce la electricidad, produce campos magnéticos y responde a campos electromagnéticos
• Formado por átomos cargados positivamente, muy separados entre sí y moviéndose muy rápidamente entre un mar de electrones. La carga total del plasma es aproximadamente cero. •Ejemplos: tubos fluorescentes, pantallas de plasma, rayos, aurora boreal, las estrellas…

GAS PLASMA

ionización

desionización

Clasificaciones de la materia: estados de la materia

Clasificaciones de la materia: estados de la materia

Ej. Estados físicos del agua:

vapor de agua agua líquida

hielo

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Clasificaciones de la materia: estados de la materia

Fusión

Solidificación

Calor de fusión: Cantidad de calor necesaria para fundir 1 g de sólido a la T de su punto de fusión. O también, cantidad de calor liberada al congelarse 1 g de sólido, a su T de congelación.

Calor de vaporización: Calor necesario para pasar 1 g de líquido a estado gaseoso, a la T de ebullición del líquido

Ej: para el agua a 0 ºC el calor de fusión es de 80 cal/g o 334 J/g

Cambios de estado: calores de fusión y de vaporización

MATERIA

Sustancias puras : tienen composición fija y propiedades definidas. Ej. el agua, la sal de mesa común (cloruro sódico)…

Mezclas : Formadas por combinaciones de dos o más sustancias puras que mantienen sus identidades químicas.

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Clasificaciones de la materia: Composición química

• Elementos : Formados por un solo tipo de átomo
• Compuestos : Formados por dos o más elementos siempre en la misma proporción.
• Homogéneas : Misma composición y propiedades en todos los puntos.
• Heterogéneas : Composición distinta en distintas zonas de la mezcla.

Elementos : no pueden descomponerse en sustancias más simples por medios físicos o químicos. A nivel molecular, cada elemento se compone de un solo tipo de átomo. Ej. el oxígeno (O 2 ), el hidrógeno (H 2 )…

Los nombres y símbolos de los elementos aparecen en la TABLA PERIÓDICA.

Sustancias puras: Elementos

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Elementos esenciales para la vida

Sustancias puras: Elementos

Compuestos : están formados por dos o más elementos siempre en la misma proporción (contienen dos o más tipos de átomos). Ej. el agua, el amoniaco…

Los compuestos pueden descomponerse en sus elementos por medios químicos.

Ej. Electrólisis del agua

Sustancias puras: Compuestos

Mezclas : Combinaciones de dos o más sustancias puras que mantienen sus identidades químicas. La composición de una mezcla puede variar de unas muestras a otras y sus propiedades pueden no ser uniformes. Ej. el aire, la gasolina…

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Mezclas: Tipos y métodos de separación

Aire, mezcla homogénea de varios gases: nitrógeno N 2 , oxígeno O 2 y argón Ar

Latón, mezcla homogénea sólida de cobre, Cu y cinc, Zn

Sal disuelta en agua, mezcla homogénea que contiene: iones sodio Na+^ y cloro Cl - entre moléculas de agua H 2 O

Mezclas homogéneas o disoluciones : Su composición y propiedades son uniformes en todos sus puntos.

Mezclas heterogéneas : No tienen la misma composición, apariencia y propiedades en todos sus puntos.

limadura de hierro en arena agua y yoduro potásico

granito: cuarzo, feldespato y mica negra

Mezclas: Tipos y métodos de separación

Separación de mezclas: Las sustancias puras de una mezcla (componentes) pueden

separarse por medios físicos aprovechando las diferencias en sus propiedades.

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Mezclas: Tipos y métodos de separación

Mezclas heterogéneas:

Filtración Decantación

Extracción con disolventes Centrifugación

Mezclas homogéneas:

Destilación Cristalización Cromatografía

Átomos = “bloques de construcción” de la materia

Grecia clásica (Demócrito, 460-370 a.C)

Según Demócrito, el mundo material está formado por partículas indivisibles llamadas átomos (“sin-partes”), partículas diminutas que están siempre en movimiento y que son eternas.

ESTRUCTURA ATÓMICA. PRINCIPALES HITOS HISTÓRICOS

Principios siglo XIX: Teoría atómica de la materia

(Dalton, 1803-1807)

Dalton afirmó que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, y que éstos se unían entre sí en proporciones definidas para formar compuestos.

Teoría atómica de Dalton (1803-1807)

Consta de cuatro postulados básicos:

1. Los átomos de los elementos son la partículas básicas de la materia. Son indivisibles y no pueden ser creados ni destruidos.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí, poseen un mismo peso y tienen las mismas propiedades químicas.
3. Los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en relación de números sencillos, para formar compuestos.
4. Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse entre sí en más de más de una proporción entera sencilla para formar más de un compuesto.

O N

2 O (^) N NO 2

NO

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Finales siglo XIX: Primeros indicios de partículas subatómicas. Modelo

atómico de Thomson

Thomson estudió los rayos catódicos haciéndolos pasar entre las placas de un condensador y sometiéndolos así a la acción de un campo eléctrico. Observó que los rayos se desviaban hacia la placa positiva del condensador.

En 1897 Thomson concluyó que los rayos catódicos son un haz de partículas de carga negativa y calculó que tenían una relación carga/masa de 1.76 10^8 C/g. Estas partículas son los electrones.

Modelo atómico de Thomson (1904):

Considera el átomo como una esfera compacta con carga positiva en la que los electrones, partículas fundamentales de carga negativa, se hallan incrustados (por dentro y por fuera), como las pasas en un plum-cake.

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Principios siglo XX. Modelo atómico de Rutherford (1910)

Postuló que casi toda la masa del átomo y su carga positiva residían en una región muy pequeña y extremadamente densa, el núcleo. Casi todo el volumen del átomo es un espacio vacío en el que los electrones se mueven girando en órbitas alrededor del núcleo.

Ernest Rutherford y colaboradores bombardearon con partículas α (núcleos de He, con carga positiva) una lámina muy fina de oro, observando que la mayor parte de las partículas la atravesaban sin desviarse, unas pocas sufrían una desviación acusada y algunas llegaban a rebotar.

Principios siglo XX. Modelo atómico de Bohr (1913)

Niels Bohr

Niels Bohr (premio Nobel de física en 1922) fue un físico danés, discípulo de Rutherford. En 1913 propuso un nuevo modelo atómico para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentan espectros de emisión característicos. El modelo de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización introducidas por Max Planck y Albert Einstein.

Bohr postuló que el átomo estaba formado por un pequeño núcleo positivo en el centro alrededor del cual giraban los electrones en órbitas circulares, con las siguientes peculiaridades:

• Los electrones no irradian energía al girar en torno al núcleo.
• Los electrones solamente pueden estar en órbitas fijas muy determinadas.
• En cada una de estas órbitas, los electrones tienen asociada una determinada energía, que es mayor en las órbitas más externas (niveles energéticos n= 1, 2, 3... o K, L, M…)
• El átomo emite o absorbe energía solamente cuando un electrón salta de una órbita a otra.

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Visión moderna de la estructura atómica (Schrödinger, Dirac…)

Electrones (onda/partícula) ocupando regiones del espacio alrededor del núcleo (orbitales), cuya forma, tamaño y energía viene definida por una serie de números cuánticos (n, l y m)

Angstrom (Å) = 10-10^ m

Chemistry: An Introduction to General, Organic, and Biological Chemistry, Eleventh Edition Copyright © 2012 by Pearson Education, Inc.

Átomos: Formados por un núcleo, compuesto por protones y neutrones, a cuyo alrededor se disponen los electrones, los cuales se mueven en regiones del espacio muy grandes (en comparación con el tamaño del núcleo) y vacías, y con energías muy definidas.

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NÚMERO ATÓMICO (Z) = número de protones en el núcleo del átomo.

NÚMERO DE MASA o NÚMERO MÁSICO (A) = número total de protones y neutrones.

X

A

Z X^ = cualquier elemento químico; p. ej.

ISÓTOPOS = átomos que tienen el mismo Z pero distinto A, es decir, tienen mismo número de protones (y electrones) pero distinto número de neutrones.

En un átomo neutro, el número de protones = Z = número de electrones.
A – Z = número de neutrones.
No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa.

C

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Algunas definiciones:

En la Tabla periódica los elementos se ordenan en función de su número atómico.

Metales alcalinos

Metales alcalinotérreos

Metales de transición

Grupos principales

Grupos principales (^) Lantánidos y Actínidos

Halógenos

TABLA PERIÓDICA Gases nobles

La materia tiene masa. La masa es una magnitud relacionada con la cantidad de materia que tiene un objeto, es decir podemos medirla.

Los átomos son partículas pequeñas de materia, por lo que tienen masa, si bien extremadamente pequeña. Ej. la masa del átomo más pesado que se conoce es de aproximadamente 4 x 10-22^ g.

1 uma = 1.66054 x 10-24^ g

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MEDIDA DE LA MATERIA. LA ESCALA DE MASA ATÓMICA

MASA ATÓMICA o PESO ATÓMICO = media de las masas de los isótopos naturales de

un elemento ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.

La unidad de masa atómica ( uma ) se define como exactamente 1/12 de la masa de un átomo de 12 C

1 átomo de 12 C = 12 uma

P. ej, la masa atómica del carbono es 12.011 uma , un promedio de las masas de los isótopos naturales del C según su abundancia relativa: 12 C (98,89 %) y 13 C (1,11 %)

El peso formular (PF) de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos en su fórmula química. Ej. PF de H 2 SO 4 = 2(PA de H) + (PA de S) + 4(PA de O) = 2(1.008 uma) + 32.06 uma + 4(15.999 uma) = 98.07 uma

• Si la fórmula química es simplemente el símbolo químico de un elemento, el peso formular equivale al peso atómico del elemento. Ej. Na = 22.99 uma.
• Si la fórmula química es la de una molécula, entonces el peso formular se conoce como peso molecular (PM o M). Ej. C 6 H 12 O 6 (glucosa) = 180.16 uma.
• En sustancias iónicas, que existen como arreglos tridimensionales de iones, no es adecuado hablar de moléculas, sino que se habla de unidades formulares representadas por la fórmula química de la sustancia. Ej. la unidad formular del NaCl consiste en un ión Na+^ y un ion Cl-, y su peso formular será PF = 23.0 uma + 35.5 uma = 58.5 uma.

MOLÉCULAS Y FÓRMULAS QUÍMICAS

El MOL es la unidad que se emplea en química para manejar (o contar) el número de átomos, iones o moléculas de una muestra de tamaño común.

Un mol es la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas, etc.) como número de átomos que hay en exactamente 12 g de 12 C, que son 6.0221421 x 10^23 átomos.

número de Avogadro (NA) NA = 6.022 x 10^23 mol-

 1 mol de átomos de 12 C = 6.022 x 10^23 átomos de 12 C  1 mol de moléculas de H 2 O = 6.022 x 10^23 moléculas de H 2 O  1 mol de iones NO 3 -^ = 6.022 x 10^23 iones NO 3 -

Ejemplos:

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CONCEPTO DE MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO

Un mol siempre es el mismo número de unidades (6.022 x 10^23 ), pero 1 mol de

diferentes sustancias tendrá masas diferentes.

La masa atómica de un elemento (en uma ) es numéricamente igual a la masa (en gramos ) de 1 mol de ese elemento.

 1 átomo de 12 C tiene una masa de 12 uma 1 mol de átomos de 12 C tiene una masa de 12 g.

 1 átomo de Au tiene un peso atómico de 197 uma

1 mol de Au tiene una masa de 197 g.

Ejemplos:

CONCEPTO DE MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO

Para cualquier otra clase de sustancia pura existe la misma relación numérica entre su peso formula (en uma ) y la masa (en gramos ) de un mol de esa sustancia.

 1 molécula de H 2 O tiene una masa de 18.0 uma 1 mol de H 2 O tiene una masa de 18.0 g.

Ejemplos:

 1 unidad de NaCl tiene una masa de 58.5 uma 1 mol de NaCl tiene una masa de 58.5 g.

La masa en gramos de un mol de sustancia se conoce como masa molar de la sustancia. La masa molar (en g/mol) de cualquier sustancia siempre es igual numéricamente a su peso formular (en uma).

Ejemplo: la masa molar del NaCl es 58.5 g/mol

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CONCEPTO DE MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO

Conversiones entre masa, moles y átomos

• Calcule el número de moles de glucosa (C 6 H 12 O 6 ) en 5.380 g de C 6 H 12 O 6

1 mol de C 6 H 12 O 6 = 180.0 g de C 6 H 12 O 6

Moles de C 6 H 12 O 6 = (5.380 g C 6 H 12 O 6 )

1 mol C 6 H 12 O 6 180.0 g C 6 H 12 O 6

= 0.02989 mol C 6 H 12 O 6

n (mol) =

m (g)

PM (g/mol)

CONCEPTO DE MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO

1 mol ≡ 6.022 x 10^23 unidades

• ¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5.23 g de C 6 H 12 O 6 ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en esta muestra?

= (5.23 g C 6 H 12 O 6 )

1 mol C 6 H 12 O 6 180.0 g C 6 H 12 O 6

= 1.75 x 10^22 moléculas de C 6 H 12 O 6

6.02x10^23 moléculas de C 6 H 12 O 6

1 mol C 6 H 12 O 6

Moléculas de C 6 H 12 O 6

Átomos de O = (1.75 x 10^22 moléculas de C 6 H 12 O 6 )

6 átomos O 1 molécula de C 6 H 12 O 6 = 1.05 x 10^23 átomos de O

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CONCEPTO DE MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO

Conversiones entre masa, moles y átomos

Composición porcentual de un elemento en un compuesto.

porcentaje en masa con el que contribuye cada elemento a la sustancia.

n x masa molar del elemento

masa molar del compuesto

x 100%

n es el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto

C 2 H 6 O

% C =

2 x (12.01 g) 46.07 g

x 100% = 52.14%

% H =

6 x (1.008 g) 46.07 g

x 100% = 13.13%

% O =

1 x (16.00 g) 46.07 g

x 100% = 34.73%

52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%

% del elemento =

COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULA EMPÍRICA

• Determine la fórmula de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en peso: 24.75% K, 34.77% Mn, 40.51% O

n K = 24.75 g K x (^) = 0.6330 mol K

1 mol K 39.10 g K

n Mn = 34.77 g Mn x = 0.6329 mol Mn

1 mol Mn 54.94 g Mn

n O = 40.51 g O x (^) = 2.532 mol O

1 mol O 16.00 g O

37

COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULA EMPÍRICA

n K = 0.6330 moles

n Mn = 0.6329 moles n O = 2.532 moles

K : ~ ~1.

0.

0.

Mn :

0.

0.

= 1.

O : ~ ~4.

0.

KMnO 4

COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULA EMPÍRICA

Fórmula empírica se obtiene a partir de la composición porcentual de cada uno de los elementos del compuesto orgánico.

Fórmula molecular se obtiene conociendo además el peso molecular (PM), y determinando así el valor de n.

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COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y FÓRMULA EMPÍRICA

Ejemplo: (CH 2 O)n

Ejemplo: para la fórmula empírica (CH 2 O)n

Si n= 1 CH 2 O (formaldehído) Si n = 6 C 6 H 12 O 6 (glucosa)

• El etano reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua

Ajuste de las ecuaciones químicas

C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O

2 carbonos en el lado izquierdo

1 carbono en el lado derecho

 Comenzar con C o H pero no con O.

 Multiplicar CO 2 por 2

C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + H 2 O

6 hidrógenos en el lado izquierdo

2 hidrógenos en el lado derecho  Multiplicar H 2 O por 3

C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O

ECUACIONES QUÍMICAS

• El etano reacciona con oxígeno y produce dióxido de carbono y agua

C 2 H 6 + O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O

2 oxígenos en el lado izquierdo

7 oxígenos en el lado derecho

 Multiplicar O 2 por 7/ 2

C 2 H 6 + 7/2 O 2 2 CO 2 + 3 H 2 O

 Multiplicar toda la ecuación por 2

2 C 2 H 6 + 7 O 2 4 CO 2 + 6 H 2 O

Ecuación química balanceada 41

ECUACIONES QUÍMICAS

Ajuste de las ecuaciones químicas

Cantidad de reactivos y productos.

Ejemplo: 2H 2 + O 2 2H 2 O

Los coeficientes de una ecuación química indican tanto el número relativo de

moléculas en la reacción, como los números relativos de moles.

Moléculas: 2 1 2 moléculas

2 mol H 2 ≡ 1 mol O 2 ≡ 2 mol H 2 O

Estas relaciones estequiométricas se utilizan para convertir entre cantidades de reactivos y productos en una reacción química.

Masa (uma): 4.0 uma + 32.0 uma 36.0 uma

Cantidad (mol): 2 mol + 1 mol 2 mol

Masa (g): 4.0 g + 32.0 g 36.0 g

ECUACIONES QUÍMICAS

Cantidad de reactivos y productos.

• El metanol hace combustión en el aire según la siguiente ecuación. Si 209 g de metanol se consumen en la combustión, ¿qué masa de agua se produce?

2CH 3 OH + 3O 2 2CO 2 + 4H 2 O

Coeficientes en la ecuación

Masa molar H 2 O

Masa molar CH 3 OH

209 g CH 3 OH

1 mol CH 3 OH 32.0 g CH 3 OH

x

4 mol H 2 O 2 mol CH 3 OH

x

18.0 g H 2 O 1 mol H 2 O

x = 235 g H 2 O

gramos CH 3 OH

moles CH 3 OH

moles H 2 O

gramos H 2 O

43

ECUACIONES QUÍMICAS

Reactivo limitante.

2NO + O 2 (aire) 2NO 2

Ejemplo:

NO es el reactivo limitante

O 2 es el reactivo en exceso

Reactivo que se consume totalmente en una reacción

Es el reactivo que está en defecto (reactivo que se consumiría totalmente si la reacción fuese cuantitativa) Para saber cuál es necesitamos conocer la estequiometría de la reacción y los moles de cada uno de los reactivos.

ECUACIONES QUÍMICAS

Reactivo limitante.

• En una reacción, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe 2 O 3. Calcule la masa de Al 2 O 3 que se forma.

2Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2Fe

124 g Al

1 mol Al 27.0 g Al

x

1 mol Fe 2 O 3 2 mol Al

x

160. g Fe 2 O 3 1 mol Fe 2 O 3

x = 367 g Fe 2 O 3

Para 124 g de Al se necesitan 367 g de Fe 2 O 3 Como hay más Fe 2 O 3 (601 g), Al es el reactivo limitante

Se utiliza el reactivo limitante para calcular la cantidad de producto que se puede formar:

124 g Al

1 mol Al 27.0 g Al

x

1 mol Al 2 O 3 2 mol Al

x

102. g Al 2 O 3 1 mol Al 2 O 3

x =^ 234 g Al 2 O 3

45

ECUACIONES QUÍMICAS

Rendimiento de una reacción.

Moles teóricos de producto: es la cantidad de producto (en moles) que se obtendría si todo el reactivo limitante se consumiera (reacción cuantitativa)

Moles reales: es la cantidad de producto que realmente se obtiene de la reacción (en moles). Casi siempre es menor (nunca mayor) que los moles teóricos.

El rendimiento de una reacción (en %) relaciona los moles reales obtenidos con los moles teóricos (calculado):

rendimiento

porcentual [%]

moles obtenidos

moles teóricos

x 100

ECUACIONES QUÍMICAS

=

Reacciones en disolución.

Concentración de disoluciones.

Cantidad de soluto disuelta en una cantidad dada de disolvente.

Unidades de concentración

• Molaridad.
• Molalidad.
• Fracción molar.
• Porcentaje en peso.
• Gramos por litro.
• Molaridad, M

moles de soluto

=

volumen de disolución

(en litros)

(moles/L)

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Reacciones en disolución. Expresión de

concentraciones

Concentración de disoluciones.

• Molalidad, m

moles de soluto

=

kilogramos de

disolvente

(moles/Kg)

• Fracción molar, x

moles de soluto

=

moles totales

• Porcentaje en peso, %

gramos de soluto

=

100 gramos de

disolución