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Universidad Regional
Amazónica IKIAM
NIVELACIÓN
QUÍMICA
UNIDAD 5
DISOLUCIONES
Ing. Grace Guevara, Mgtr.
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
 Una solución o una disolución es una mezcla homogénea de dos o
más compuestos en estado líquido.
 La clave para comprender las disoluciones es distinguir entre soluto,
solvente y solución.
 El soluto es la sustancia que se disuelve y es el componente que se
encuentra en menor proporción.
 El disolvente es la sustancia que disuelve al soluto y es el
componente que se encuentra en mayor proporción
 Una disolución puede estar formada por varios solutos
que se encuentran en el mismo disolvente. Por ejemplo,
podemos disolver una cierta cantidad de azúcar y sal
en agua en una misma disolución.
 El soluto y el solvente pueden estar presentes en estado
sólido, líquido y gaseoso. Pueden ser una mezcla de
cualquiera de estos tres estados.
 Existen disoluciones en las que la proporción de los
componentes puede ser variada, pero en el caso de
sólidos disueltos en solventes es diferente. Porque hay un
límite en la cantidad de sólido que podemos disolver en
cierta cantidad de líquido.
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
 El comportamiento de las soluciones no solamente
depende de la interacción entre soluto y solvente, sino
también de la cantidad de cada una de estas
sustancias.
 Utilizamos el término concentración para representar la
cantidad de soluto disuelta en el solvente.
 Mientras más concentrada sea una solución, hay
mucho más soluto disuelto en el solvente.
 Las unidades de concentración más importantes son:
porcentaje masa/masa, porcentaje volumen/volumen,
porcentaje masa/volumen, partes por millón, molaridad,
molalidad y fracción molar.
Porcentaje en masa
 Porcentaje masa/masa
 Normalmente, a la masa la expresamos en gramos, y el porcentaje en
masa corresponde a los gramos de soluto que hay en 100 g de
disolución. Las masas de soluto y de disolución deben expresarse en la
mismas unidades, puesto que un porcentaje no tiene unidades.
EJEMPLO
EJERCICIO
 Se ha preparado una solución de dos moles de sal
(NaCl) en quinientos gramos de agua ( 𝐻2 O).
Determinemos el porcentaje en masa.
Porcentaje volumen/volumen
 El porcentaje en volumen de una disolución indica el
volumen de soluto que hay en cien unidades de
volumen de disolución.
 Al porcentaje en volumen lo empleamos para expresar
la concentración de disoluciones cuyo soluto es un
líquido o un gas, es decir, sustancias que medimos en
unidades de volumen (mL, L, m3).
 Por ejemplo, la composición del aire y el grado
alcohólico de algunas bebidas.
 El volumen del soluto y el del disolvente deben
expresarse en las mismas unidades, ya que el
porcentaje no tiene unidades.
EJEMPLO
EJERCICIO
Concentración en masa/volumen
 Las disoluciones también se caracterizan por tener una densidad
determinada, puesto que es una propiedad de todas las sustancias, tanto
si son puras como si forman parte de una mezcla.
 La densidad de una disolución indica la relación entre la masa de disolución y su
volumen:
 No debemos confundir la densidad de una disolución con su concentración en masa
(masa de soluto/volumen de disolución)
 Si conocemos la densidad de una disolución y su concentración en masa, podemos
expresar fácilmente su concentración como porcentaje en masa, y viceversa.
EJEMPLO
 El porcentaje en masa de una disolución de ácido clorhídrico (HCl)
es del 35% y su densidad es de 1,12 g/mL. Calculemos su
concentración en g/L. Para la resolución del siguiente ejemplo,
debemos seguir los siguientes pasos:
 Paso 1: Interpretemos el dato del porcentaje en masa.
El 35% en masa de HCl significa que hay 35 g de soluto por cada 100 g
de disolución.
 Paso 2: Descifremos el dato de la densidad
La densidad indica que hay 1,12 gramos de disolución por cada
mililitro (mL) de disolución
EJERCICIO
Partes por millón
 Otro ejemplo de unidad para expresar concentraciones
muy pequeñas son las partes por millón (ppm).
 Aplicamos esta unidad principalmente en análisis
químicos de laboratorios y farmacéuticas; lugares en los
que los análisis deben ser minuciosos.
 Cualquiera de las siguientes fórmulas representa esta
concentración
EJEMPLO
EJEMPLO
MOLARIDAD
 La molaridad (M) de un componente es el número de
moles de dicho componente por litro de disolución.
 La mayoría de las soluciones en química están
expresadas en unidades de molaridad
¿Cómo preparamos una disolución?
 Para preparar una disolución debemos seguir los siguientes pasos:
1. Pesar el soluto en una balanza previamente calibrada.
2. Colocar el solvente en un balón volumétrico.
3. Agitar hasta que el soluto esté totalmente disuelto en el solvente.
EJEMPLO
EJERCICIO
 Determinemos la molaridad de una disolución formada
por cuarenta gramos de amoníaco (N𝐻3 ) disueltos en
agua si el volumen de la solución es de 0,1 𝑚3 .
DILUCIÓN
 Si queremos disminuir la concentración de una solución, debemos
realizar una dilución; la cual consiste en ir de una solución concentrada
a una solución menos concentrada. Para determinar la concentración
de diluciones utilizamos la siguiente fórmula:
 Donde M1 y M2 son las concentraciones molares de las disoluciones
inicial y final respectivamente. Al igual V1 y V2 son los volúmenes
iniciales y finales respectivamente.
EJEMPLO
EJERCICIO
 Se compra un frasco de 2 litros de ácido sulfúrico(𝐻2S𝑂4)
cuya concentración es de 8M. Para trabajar en el
laboratorio se requiere una concentración de volumen
de 1,5M. Calculemos el volumen final de la disolución.
MOLALIDAD
 La molalidad (m) de un componente es la relación
entre el número de moles del soluto respecto a
kilogramos (kg) de solvente.
¿Cómo pesar agua?
 En este tipo de soluciones, al
solvente lo expresamos en
unidades de masa, por lo que
debemos usar su densidad.
 Experimentalmente pesamos
el vaso vacío. Luego, pesamos
el vaso con agua y la
diferencia es el peso del agua,
ambas formas son válidas.
EJEMPLO
EJERCICIO
 El ácido sulfúrico (𝐻2S𝑂4 ) es uno de los ácidos más
usados por sus diversas aplicaciones como explosivos,
detergentes, plásticos, entre otros. Calculemos la
molalidad de una disolución de ácido sulfúrico que
contiene cincuenta gramos en 225 mL de agua.
NORMALIDAD
 La normalidad es la relación entre los equivalentes de
una sustancia respecto al volumen en litros de una
solución.
 Los equivalentes son las cargas por mol que tienen los
elementos en una sustancia.
 En los ácidos tomamos en cuenta a los iones hidronio
(H+) así por ejemplo:
El ácido sulfúrico (H2 SO4 ) tiene al hidrógeno con número
de oxidación +1, pero como la sustancia contiene dos
hidrógenos, hay dos equivalentes por mol en el
compuesto.
 En las bases tomamos las cargas negativas de los
hidróxilo (OH- ). Por ejemplo:
El hidróxido de sodio (NaOH) contiene un grupo hidroxilo.
Por lo que solamente hay un equivalente por mol en el
NaOH.
 En las sales observamos la carga de metal.
 En el sulfato de sodio (Na2 SO4 ), por ejemplo, tomamos
en cuenta al metal sodio con carga +1 y observamos
que hay dos sodios en el compuesto por lo que hay dos
equivalentes por mol de sal.
 El peso equivalente en cambio tiene una fórmula de:
EJEMPLO
Fracción molar
 La fracción molar no tiene unidades, porque representa la
relación que existe entre componentes. Al componente A lo
representamos en fracción molar como 𝑋𝐴 y lo definimos así:
 La suma de las fracciones molares de una mezcla siempre da
1, por ejemplo, si hubiera dos componentes.
EJEMPLO
EJERCICIO
 Calculemos la fracción molar de una solución formada
por 30 gramos de cloruro de sodio (NaCl) y 500 gramos
de agua
RESUMEN
 Porcentaje en masa: Masa de un componente, expresado en gramos,
disuelta en 100 g de disolución.
 Porcentaje en volumen: Unidades de volumen de un componente
disuelto en 100 unidades de volumen de disolución.
 Partes por millón (ppm): Miligramos de soluto por kilogramo de
disolución.
 Molaridad (M): Número de moles de un componente por litro de
disolución.
 Molalidad (m): Número de moles de un componente (generalmente el
soluto) por kilogramo de disolvente.
 Fracción molar: Cociente entre el número de moles de un
componente y el número total de moles presentes en la disolución
TAREA 4
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  • 1. Universidad Regional Amazónica IKIAM NIVELACIÓN QUÍMICA UNIDAD 5 DISOLUCIONES Ing. Grace Guevara, Mgtr.
  • 2. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN  Una solución o una disolución es una mezcla homogénea de dos o más compuestos en estado líquido.  La clave para comprender las disoluciones es distinguir entre soluto, solvente y solución.  El soluto es la sustancia que se disuelve y es el componente que se encuentra en menor proporción.  El disolvente es la sustancia que disuelve al soluto y es el componente que se encuentra en mayor proporción
  • 3.  Una disolución puede estar formada por varios solutos que se encuentran en el mismo disolvente. Por ejemplo, podemos disolver una cierta cantidad de azúcar y sal en agua en una misma disolución.  El soluto y el solvente pueden estar presentes en estado sólido, líquido y gaseoso. Pueden ser una mezcla de cualquiera de estos tres estados.
  • 4.
  • 5.  Existen disoluciones en las que la proporción de los componentes puede ser variada, pero en el caso de sólidos disueltos en solventes es diferente. Porque hay un límite en la cantidad de sólido que podemos disolver en cierta cantidad de líquido.
  • 6. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN  El comportamiento de las soluciones no solamente depende de la interacción entre soluto y solvente, sino también de la cantidad de cada una de estas sustancias.  Utilizamos el término concentración para representar la cantidad de soluto disuelta en el solvente.  Mientras más concentrada sea una solución, hay mucho más soluto disuelto en el solvente.
  • 7.  Las unidades de concentración más importantes son: porcentaje masa/masa, porcentaje volumen/volumen, porcentaje masa/volumen, partes por millón, molaridad, molalidad y fracción molar.
  • 8. Porcentaje en masa  Porcentaje masa/masa  Normalmente, a la masa la expresamos en gramos, y el porcentaje en masa corresponde a los gramos de soluto que hay en 100 g de disolución. Las masas de soluto y de disolución deben expresarse en la mismas unidades, puesto que un porcentaje no tiene unidades.
  • 10.
  • 11. EJERCICIO  Se ha preparado una solución de dos moles de sal (NaCl) en quinientos gramos de agua ( 𝐻2 O). Determinemos el porcentaje en masa.
  • 12.
  • 13. Porcentaje volumen/volumen  El porcentaje en volumen de una disolución indica el volumen de soluto que hay en cien unidades de volumen de disolución.  Al porcentaje en volumen lo empleamos para expresar la concentración de disoluciones cuyo soluto es un líquido o un gas, es decir, sustancias que medimos en unidades de volumen (mL, L, m3).
  • 14.  Por ejemplo, la composición del aire y el grado alcohólico de algunas bebidas.  El volumen del soluto y el del disolvente deben expresarse en las mismas unidades, ya que el porcentaje no tiene unidades.
  • 16.
  • 18.
  • 19. Concentración en masa/volumen  Las disoluciones también se caracterizan por tener una densidad determinada, puesto que es una propiedad de todas las sustancias, tanto si son puras como si forman parte de una mezcla.
  • 20.  La densidad de una disolución indica la relación entre la masa de disolución y su volumen:  No debemos confundir la densidad de una disolución con su concentración en masa (masa de soluto/volumen de disolución)  Si conocemos la densidad de una disolución y su concentración en masa, podemos expresar fácilmente su concentración como porcentaje en masa, y viceversa.
  • 21. EJEMPLO  El porcentaje en masa de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) es del 35% y su densidad es de 1,12 g/mL. Calculemos su concentración en g/L. Para la resolución del siguiente ejemplo, debemos seguir los siguientes pasos:  Paso 1: Interpretemos el dato del porcentaje en masa. El 35% en masa de HCl significa que hay 35 g de soluto por cada 100 g de disolución.  Paso 2: Descifremos el dato de la densidad La densidad indica que hay 1,12 gramos de disolución por cada mililitro (mL) de disolución
  • 22.
  • 24.
  • 25. Partes por millón  Otro ejemplo de unidad para expresar concentraciones muy pequeñas son las partes por millón (ppm).  Aplicamos esta unidad principalmente en análisis químicos de laboratorios y farmacéuticas; lugares en los que los análisis deben ser minuciosos.
  • 26.  Cualquiera de las siguientes fórmulas representa esta concentración
  • 28.
  • 30.
  • 31. MOLARIDAD  La molaridad (M) de un componente es el número de moles de dicho componente por litro de disolución.  La mayoría de las soluciones en química están expresadas en unidades de molaridad
  • 32. ¿Cómo preparamos una disolución?  Para preparar una disolución debemos seguir los siguientes pasos: 1. Pesar el soluto en una balanza previamente calibrada. 2. Colocar el solvente en un balón volumétrico. 3. Agitar hasta que el soluto esté totalmente disuelto en el solvente.
  • 34.
  • 35. EJERCICIO  Determinemos la molaridad de una disolución formada por cuarenta gramos de amoníaco (N𝐻3 ) disueltos en agua si el volumen de la solución es de 0,1 𝑚3 .
  • 36.
  • 37. DILUCIÓN  Si queremos disminuir la concentración de una solución, debemos realizar una dilución; la cual consiste en ir de una solución concentrada a una solución menos concentrada. Para determinar la concentración de diluciones utilizamos la siguiente fórmula:  Donde M1 y M2 son las concentraciones molares de las disoluciones inicial y final respectivamente. Al igual V1 y V2 son los volúmenes iniciales y finales respectivamente.
  • 39. EJERCICIO  Se compra un frasco de 2 litros de ácido sulfúrico(𝐻2S𝑂4) cuya concentración es de 8M. Para trabajar en el laboratorio se requiere una concentración de volumen de 1,5M. Calculemos el volumen final de la disolución.
  • 40.
  • 41. MOLALIDAD  La molalidad (m) de un componente es la relación entre el número de moles del soluto respecto a kilogramos (kg) de solvente.
  • 42. ¿Cómo pesar agua?  En este tipo de soluciones, al solvente lo expresamos en unidades de masa, por lo que debemos usar su densidad.  Experimentalmente pesamos el vaso vacío. Luego, pesamos el vaso con agua y la diferencia es el peso del agua, ambas formas son válidas.
  • 44.
  • 45. EJERCICIO  El ácido sulfúrico (𝐻2S𝑂4 ) es uno de los ácidos más usados por sus diversas aplicaciones como explosivos, detergentes, plásticos, entre otros. Calculemos la molalidad de una disolución de ácido sulfúrico que contiene cincuenta gramos en 225 mL de agua.
  • 46.
  • 47. NORMALIDAD  La normalidad es la relación entre los equivalentes de una sustancia respecto al volumen en litros de una solución.
  • 48.  Los equivalentes son las cargas por mol que tienen los elementos en una sustancia.  En los ácidos tomamos en cuenta a los iones hidronio (H+) así por ejemplo: El ácido sulfúrico (H2 SO4 ) tiene al hidrógeno con número de oxidación +1, pero como la sustancia contiene dos hidrógenos, hay dos equivalentes por mol en el compuesto.  En las bases tomamos las cargas negativas de los hidróxilo (OH- ). Por ejemplo: El hidróxido de sodio (NaOH) contiene un grupo hidroxilo. Por lo que solamente hay un equivalente por mol en el NaOH.
  • 49.  En las sales observamos la carga de metal.  En el sulfato de sodio (Na2 SO4 ), por ejemplo, tomamos en cuenta al metal sodio con carga +1 y observamos que hay dos sodios en el compuesto por lo que hay dos equivalentes por mol de sal.  El peso equivalente en cambio tiene una fórmula de:
  • 51.
  • 52.
  • 53. Fracción molar  La fracción molar no tiene unidades, porque representa la relación que existe entre componentes. Al componente A lo representamos en fracción molar como 𝑋𝐴 y lo definimos así:  La suma de las fracciones molares de una mezcla siempre da 1, por ejemplo, si hubiera dos componentes.
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  • 56.
  • 57. EJERCICIO  Calculemos la fracción molar de una solución formada por 30 gramos de cloruro de sodio (NaCl) y 500 gramos de agua
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  • 59. RESUMEN  Porcentaje en masa: Masa de un componente, expresado en gramos, disuelta en 100 g de disolución.  Porcentaje en volumen: Unidades de volumen de un componente disuelto en 100 unidades de volumen de disolución.  Partes por millón (ppm): Miligramos de soluto por kilogramo de disolución.  Molaridad (M): Número de moles de un componente por litro de disolución.  Molalidad (m): Número de moles de un componente (generalmente el soluto) por kilogramo de disolvente.  Fracción molar: Cociente entre el número de moles de un componente y el número total de moles presentes en la disolución