Este documento presenta conceptos básicos sobre el estado líquido y las soluciones. Explica las propiedades que caracterizan a los líquidos como la presión de vapor, punto de ebullición, tensión superficial y viscosidad. Luego define las soluciones y las clasifica según su estado físico, número de componentes y tipo de solvente y soluto. Finalmente describe formas de expresar la concentración de las soluciones como porcentaje en peso, molaridad y normalidad.

1. UNIVERSIDAD DE LAS FUERZAS ARMADAS
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS EXACTAS
QUIMICA I
Dr. FREDDY ESCOBAR
Mayo 2021 – Septiembre 2021

2. UNIDAD 1: ESTADO LIQUIDO Y
SOLUCIONES

3. 1. GENERALIDADES:
El ESTADO LIQUIDO se caracteriza porque en él las fuerzas de Atracción
Molecular son iguales a las fuerzas de Repulsión, cualidad que hace que los
líquidos presenten las siguientes características:
a) Espacios intermoleculares equidimensionales con el tamaño de la molécula
b) Las moléculas presentan movimientos pero más restringidos que en los gases
c) Poseen volúmenes fijos
d) Adquieren la forma del recipiente que les contiene
e) Son considerados también fluidos
1. Estado Líquido

4. Además los líquidos presentan las siguientes propiedades que los
caracterizan:
 Presión de Vapor
 Punto de ebullición
 Punto de congelación
 Tensión superficial
 Viscosidad
a) PRESION DE VAPOR:
En los líquidos a medida que se incrementa la temperatura, se incrementa el
escape de las moléculas de la superficie del líquido, estableciéndose un
equilibrio entre el líquido y su vapor, debido a que el número de moléculas
que se escapan es igual al de las moléculas que retornan.
La presión ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido a una
determinada temperatura, se llama PRESIÓN DE VAPOR del líquido.

5. La presión de vapor es un valor característico para cada líquido a una temperatura
definida.
Como conclusión se puede establecer que:
Presión de Vapor = f(Energía Cinética)
Energía Cinética = f(Temperatura)
Por lo tanto: Presión de Vapor = f(Temperatura)
A continuación se muestran presiones de vapor en mmHg de varios líquidos a
diferentes temperaturas:

6. b) PUNTO DE EBULLICION:
La temperatura de ebullición de un líquido se relaciona con su presión de vapor.
Cuando la presión de vapor interna de un líquido es igual a la presión externa, el
líquido hierve.
Por tanto, la temperatura a la cual la presión del vapor es igual a la presión externa
(atmosférica), se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN DEL LÍQUIDO.
Se denomina PUNTO DE EBULLICIÓN NORMAL DE UN LÍQUIDO, la
temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a 1 atmósfera (760
torr).
La temperatura de ebullición y la presión son directamente proporcionales. Por
ejemplo en el agua se registran los siguientes datos:

7. c) TENSION SUPERFICIAL:
Todo líquido opone resistencia a cualquier fuerza que tienda a expandir su
superficie. Por esta razón un líquido tiende a adoptar la forma esférica, ya que una
superficie esférica tiene en comparación con el volumen que encierra un área menor
que cualquier otra forma geométrica.
La Tensión Superficial, se define como la fuerza que actúa a lo largo de una
distancia de 1 cm en el plano de superficie que se opone a la expansión, se expresa
en Dinas/cm y se simboliza como . En la siguiente tabla se muestran datos de la
tensión superficial de algunas sustancias:

8. En la siguiente tabla se muestran valores de tensión superficial para el Agua a
diferentes temperaturas:
d) VISCOSIDAD:
Las fuerzas de atracción que mantiene las moléculas a distancias ínfimas dando a
los líquidos suficiente cohesión, determinan que estos al fluir sobre una superficie
produzcan fricción. La resistencia que el 1íquido ofrece al flujo se denomina
VISCOSIDAD.
La Viscosidad depende de la Temperatura y de la Presión. Disminuye con el
aumento de la temperatura y aumenta con la disminución de la presión.
En el sistema internacional de unidades la unidad de la viscosidad es el
Pascal∙Segundo que corresponde a N∙s/m² o kg/m·s. La unidad CGS para la
viscosidad es el Poise (P) que es equivalente a g/cm∙s.

9. 2. SOLUCIONES:
Una solución es una mezcla homogénea de 2 o más sustancias puras.
Normalmente un soluto y un solvente.
El soluto es la sustancia presente en menor proporción.
El solvente es la sustancia presente en mayor proporción.
En la siguiente tabla se muestran algunos ejemplos de soluciones

10. a) CLASES DE SOLUCIONES:
Las soluciones se clasifican considerando al:
 ESTADO FISICO:
- Sólidas
- Líquidas
- Gaseosas
 NUMERO DE COMPONENTES:
- Binarias
- Ternarias
- Cuaternarias, etc.
 SOLVENTE:
- Soluciones
- Disoluciones
 SOLUTO:
- Iónicas
- Moleculares

11. SOLUTO Y SOLVENTE:
- Empíricas:
o Diluidas
o Concentradas
o Saturadas
o Sobresaturadas
- Valoradas:
o Porcentuales
o Normales
o Molares
o Molales
o Formales
b) CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES:
El término CONCENTRACIÓN se refiere a la cantidad (volumen o peso) de
soluto contenido en una determinada cantidad (volumen o peso) de solvente o
solución.

12. La cantidad de soluto puede expresarse en: volumen, peso (masa), moles,
equivalentes gramo; y la cantidad de solvente o solución en peso (masa) o volumen.
En toda solución se debe tomar en cuenta que:
Peso de Solución  Peso de Soluto  Peso de Solvente
𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
c) FORMAS PARA EXPRESAR LA CONCENTRACION:
Las unidades para expresar la concentración son FISICAS y QUIMICAS:
1) UNIDADES FISICAS:
Cuando se emplean unidades físicas, las concentraciones de las soluciones se suelen
expresar de la siguiente forma:
 PORCENTAJE EN PESO:
Expresa la cantidad en peso (masa) de soluto en 100 gramos de solución:
% 𝑒𝑛 𝑃𝐸𝑆𝑂 =
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
∗ 100

13. Una solución al 15% en peso de NaCl, significa que en l00 gramos de solución
existen 15 gramos de NaCl, esto es: 15 gramos de NaCl y 85 gramos de Solvente.
 PORCENTAJE EN VOLUMEN:
Expresa la cantidad de soluto expresada en volumen, contenidos en 100
volúmenes de solución:
Por ejemplo, una solución al 10% en volumen de H2SO4, nos indica que en 100
volúmenes de solución hay l0 volúmenes de H2SO4, o sea 10 volúmenes de
H2SO4 y 90 volúmenes de Solvente.
% 𝑒𝑛 𝑉𝑂𝐿𝑈𝑀𝐸𝑁 =
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
∗ 100
 PORCENTAJE EN PESO/VOLUMEN:
Se refiere a un Peso de Soluto disuelto en un volumen determinado de solución.
Este volumen de referencia suele ser 1, l00, 1000 ml.
% 𝑒𝑛
𝑃𝐸𝑆𝑂
𝑉𝑂𝐿𝑈𝑀𝐸𝑁
=
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
∗ 100

14. 2) UNIDADES QUIMICAS:
La concentración de las soluciones pueden expresarse de la siguiente manera:
 MOLARIDAD (M):
M =
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
=
𝑛
𝑉
En donde:
Por ejemplo una solución 2M de Acido Sulfúrico, significa que en un litro de
solución hay 2 moles de Acido Sulfúrico. Si en un mol de Acido Sulfúrico hay 98
gramos, en un litro de solución existirán: 2 x 98 = 196 gramos de ácido
n =
𝐺𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒𝑙 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
=
24g
23g/mol

15. MOLALIDAD (m):
m =
𝑁𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑆𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑒𝑛 𝐾𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
Si tenemos una solución 2m de KCl, significa que en 1 kilogramo de Solvente
(H2O,generalmente) existen 2 moles de KCl.
 NORMALIDAD (N):
N =
𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠−𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜 𝑑𝑒𝑙 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Número de eq − g del soluto =
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑒𝑞−𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
Por ejemplo, si tenemos una solución 2,5 N de HCl, se tienen 2,5 equivalentes-gramo
de HCl por cada litro de solución.

16. El PESO EQUIVALENTE, se determina de la siguiente manera:

17. En todo proceso químico las sustancias siempre reaccionan equivalente a
equivalente, con lo que el cálculo numérico a través de este concepto evita la
igualación de las ecuaciones químicas, es decir si una sustancia A reacciona con
otra B:
NUMERO DE EQUIVALENTES DE A = NUMERO DE EQUIVALENTES DE B
 FRACCION MOLAR (X):
Es la razón entre el número de moles de un componente y el número total de moles
de la solución:
X 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =
𝑛(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑛(𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒)
X 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =
𝑛(𝑠𝑜𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒)
𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑛(𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒)
La suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es siempre igual a 1:
Xsoluto + Xsolvente = 1  ΣXi = 1

18. d) DILUCION DE SOLUCIONES:
En Química es práctica muy común preparar soluciones concentradas y a partir de
ellas obtener otras de menor concentración, con solo añadir la cantidad necesaria de
solvente o disolvente.
Al añadir el solvente a una determinada cantidad de solución, el volumen aumenta
como es lógico, disminuye la concentración de la solución pero la cantidad de
soluto permanece constante.
La cantidad de soluto en un volumen dado de solución es igual al producto del
volumen y la concentración:
Cantidad de Soluto  (Concentración de la Solución)(Volumen de la Solución)
Para una condición inicial: Cantidad de Soluto  C1 V1
Para una condición final: Cantidad de Soluto  C2 V2

19. Por lo tanto, dos soluciones con concentraciones diferentes pero que contienen las
mismas cantidades de soluto, están relacionadas entre sí de la siguiente manera:
C1 V1  C2 V2
Donde: C = Concentración
V = Volumen
e) PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES:
Se denominan PROPIEDADES COLIGATIVAS son aquellas que dependen
únicamente del Número de Moléculas de Soluto disueltas y no de la naturaleza del
soluto y del solvente. Son cuatro las propiedades coligativas de las soluciones:
- Descenso de la Presión de Vapor
- Descenso en el Punto de Congelación
- Aumento en el Punto de Ebullición
- Presión Osmótica

20. 1) DESCENSO EN LA PRESION DE VAPOR, Pv:
Cuando se adiciona un soluto no volátil y no electrolito a un solvente puro, se observa
que la presión de vapor del solvente puro disminuye.
Pv  Pv solventepuro  Pv solución
LEY DE RAOULT:
Para soluciones diluidas y a temperatura constante, la disminución de la presión de
vapor de la solución es proporcional a la fracción molar del solvente y es igual al
producto de la presión de vapor del solvente puro por la fracción molar del
solvente.
Tomando en cuenta la solución:

21. Pvsolución  Pvsolventepuro Xsolvente
Pvsolución  (Pvsolventepuro) (1 Xsoluto)
Pvsolución  Pvsolventepuro  Pvsolventepuro Xsoluto
Pvsolventepuro  Pvsolución  Pvsolventepuro Xsoluto
Pv  Xsoluto  Pvsolvente puro
De la ecuación anterior podemos calcular la fracción molar del soluto:
Cuando en la solución, el soluto y el solvente se encuentran es estado líquido, la
presión de vapor de la solución se determina mediante la siguiente ecuación:
Pvsolución  Xsoluto  Pvsoluto  Xsolvente  Pvsolvente

22. 2) DESCENSO EN LA TEMPERATURA DE CONGELACION (CRIOSCOPIA), c:
De conformidad con la LEY DE RAOULT, cuando adicionamos un soluto no volátil y
no electrolito a un solvente, se observa que la presión de vapor del solvente puro
disminuye, lo que origina una DISMINUCIÓN en la TEMPERATURA DE
CONGELACION de la solución en una cantidad que depende del Número de Moles
del Soluto presente en la solución.
En soluciones diluidas el descenso del punto de congelación (c) es
directamente proporcional a la concentración molal de la solución. Así:
c  m
c  Kc m
En donde: c = Tc Solvente Puro – Tc Solución
Kc = Constante Crioscópica (Solvente)
El descenso en la Temperatura de Congelación, nos permite determinar el Peso
Molecular del Soluto. Si:
c  Kc m
Y si la Molalidad, m, es igual a:

23. Donde:
g1: Peso en gramos de Soluto
g2: Peso en gramos de Solvente
PM: Peso Molecular del Soluto

24. En la siguiente tabla se muestran para algunos solventes sus constantes crioscópicas:
3) AUMENTO EN LA TEMPERATURA DE EBULLICION (EBULLOSCOPIA), b:
Según la Ley de Raoult la disminución en la presión de vapor del solvente puro
origina una elevación en la temperatura de ebullición de la solución en una cantidad
que depende del número de moles del soluto presentes. Así:
b  m
b  Kb m
En donde: b = Tb Solución – Tb Solvente Puro
Kb = Constante Ebulloscópica (Solvente)

25. El aumento en la Temperatura de Ebullición, nos permite determinar el Peso
Molecular del soluto:
b  Kb m
Si la Molalidad, m, es igual a:
De donde:

27. 4) PRESION OSMOTICA, :
OSMOSIS, es el fenómeno por el cual de dos soluciones de diferente
concentración que se encuentran separadas por una membrana semipermeable,
atraviesa el solvente y no el soluto de la solución más diluida a la solución más
concentrada.
Se llama MEMBRANA SEMIPERMEABLE, a toda membrana de origen animal,
vegetal o artificial que deja atravesar selectivamente el solvente y no el soluto de
una Solución.
La PRESION OSMOTICA, es la presión que se debe ejercer sobre la solución,
para impedir la ósmosis.
En soluciones diluidas se puede establecer que:
P V  n R T

28. Por lo tanto:
  MR T
En donde:
: Presión Osmótica, atmósferas
M: Molaridad, moles/litro
R: Constante universal de los gases: 0,08205 atm Litros/°K mol
T: Temperatura, °K
La Presión Osmótica se utiliza para determinar el Peso Molecular del Soluto:
Sea:

29. Donde:
PM: Peso Molecu1ar del Soluto, g/mol
g: Peso de soluto, gramos
R: Constante Universal de los Gases
T: Temperatura, °K
V: Volumen de Solución, litros
: Presión Osmótica, atmósferas
Esta ecuación nos permite determinar el Peso Molecular del Soluto en base a
datos de la Presión Osmótica.

30. PROBLEMAS RESUELTOS:
1) Se desean preparar 250 gramos de una solución de NaOH al 15% en peso
de concentración, qué cantidad de soluto y solvente se deben utilizar.

31. 2) Cuántos gramos de H2O se deberán utilizar para disolver 150 gramos de NaCl,
para producir una solución al 20% en peso.
3) Una solución al 25% en peso de ácido clorhídrico (HCl), tiene una densidad de
0,950 g/ml. Determinar la concentración Normal, Molar, Molal y la Fracción Molar
de la solución.
Al 25% en peso significa que existen 25 g de HCl y 75 g de H2O por cada 100 g de
solución, entonces podemos determinar el volumen de la solución:

33. 4. Cuántos mililitros de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado, de densidad 1,80 g/ml y
que contiene el 95% en peso de ácido puro, se necesitan para preparar 2 litros de una
solución 5 N.

34. 5. Calcular la normalidad y la molaridad de una solución al 40% de ácido fosfórico
(H3PO4) si la densidad es 1,19 g/ml.

35. 6) Qué volumen de solución 10 M de NaOH, se necesita para preparar 150 ml de
solución de NaOH 2 M.
7) Qué volumen de solución de NaOH 4 N se necesita para reaccionar por neutralización
con 25 ml de solución de HCl 3 N.
En toda reacción química las sustancias reacción equivalente a equivalente, por lo
tanto podemos escribir:

36. 8. Calcular la normalidad de una solución de HCl, si 72,6 ml de dicha solución se necesitan
para reaccionar completamente con 1,86 gramos de carbonato de calcio
(CaCO3).
9) Qué volumen de hidrógeno (H2) se desprenden a 740 mmHg y 27C, a partir de 50 ml
de una solución de HCl 0,2 N, usando un exceso de Magnesio.

38. 10) Un mol de azúcar (C6H12O6) se añade a 29 moles de agua a 25C. Si la presión de
vapor del agua pura a 25C es 23,8 mmHg, cuál es la presión de vapor de la solución.
11) A 25C la presión de vapor del agua es 23,8 mmHg. Disolviendo 10 g de un soluto
no volátil en 180 g de agua se obtiene una solución con una presión de vapor de 23,5
mmHg. Determinar el peso molecular del soluto.

39. 12) Calcular el punto de ebullición y de congelación de una solución que contienen 20
g de glucosa (C6H12O6) y 500 g de agua.
Determinamos la molalidad de la solución:

40. 13) Determinar la temperatura de ebullición y de congelación de una solución acuosa de
alcohol metílico al 5% en peso.
En 100 g de una solución al 5% de CH3OH hay 5 g de CH3OH y 95 g de H2O, por lo
tanto determinamos la molalidad de la solución:

41. 14) Calcular la presión osmótica a 25C de una solución de 52,5 g de azúcar, (C12H22O11),
y 500 g de agua, si la densidad de la solución es 1,42 g/ml.

42. 15) Una solución preparada al disolver 35 g de un soluto no volátil en 300 g de agua,
tiene una densidad de 1,23 g/ml; si la presión osmótica de la solución a 18C es 12,5 atm.
Determinar el peso molecular de dicho soluto.

43. Utilizando la ecuación de la presión osmótica, determinamos el peso molecular:
  M R T
3. Cuál es la fracción molar del soluto en una solución acuosa 1 molal. Resp. 0,0177
1 molal = 1 mol soluto/1kg solvente 
PM solvente(H2O) = 18g/mol
 mol(solvente) = 1000g/(18g/mol) = 55,56 mol
X(soluto) = ( 1)/( 55.56 +1) = 0.0177

44. Determinar la densidad de una solución de sulfato de magnesio 3,56 N y del 18% en
peso de concentración. Resp. 1,19 g/cm3
18% = 18g soluto en 100g de solución
PMMgSO4 = 120,366 g/mol
𝑁 =
#𝑒𝑞 − 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
=
𝑔
𝑃𝑀
𝑒𝑞_𝑔
𝐿
=
𝐿 =
𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑁 ∗
𝑃𝑀
𝑒𝑞_𝑔
=
18
3.56 ∗ 60.183
= 0.084𝐿
d = m/V = 100g solución/0.084 L solución = 1190 g/L = 1.19 g/cm3

45. Cuál es la pureza de una solución de ácido sulfúrico concentrado (densidad 1,8 g/ml) si 5
cm3 neutralizan con 84,6 cm3 (0,0846 L) de hidróxido de sodio 2 N. Resp. 92,2%
PMH2SO4 = 98 g/mol
m = masa = ?
1cm3 = 1 ml
#eq-g H2SO4 = # eq-g NaOH
m/(PM÷2) = N2*V2
m/(98 ÷2) = 2 N * 0,0846 L
m = 8,29 g de H2SO4
d = m/V  m = d*V = (1,8 g/ml)* 5cm3= 9g solución H2SO4
(gsoluto/gsolución)*100 = (8,29/9)*100 = 92.12%

46. Usted debería conocer que el MnO4
- cambia a Mn2+ y el Fe2+ a Fe3+ en un proceso redox
a) MnO4
- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+
Se escriben las semirreacciones, viendo las dos especies que cambian de número de oxidación:
MnO4 - + 8 H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O ganancia de e- : reducción
Fe2+ -1e-  Fe3+ pérdida de e- : oxidación
Luego el oxidante será el permanganato, y el reductor el ión ferroso.
Se multiplica la segunda semirreacción por 5, y se suman las dos, obteniendo la reacción iónica
ajustada:
MnO4
- + 8 H+ + 5 Fe2+  Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+
b) Se hace uso de la reacción iónica ajustad, para ajustar la molecular indicada:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4  2 MnSO4 + 8 H2O + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4
Cuántos gramos de permanganato de potasio se necesitarán para oxidar 2,40 g de
sulfato ferroso en presencia de ácido sulfúrico. Cuál es el peso equivalente del
permanganato en esta reacción. Resp. 0,50 g; 31,62 g

47. 2 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑀𝑛𝑂4
10 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒𝑆𝑂4
∗
158,034 𝑚𝑜𝑙 𝐾𝑀𝑛𝑂4
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑀𝑛𝑂4
∗
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑒𝑆𝑂4
151,91 𝑔 𝐹𝑒𝑆𝑂4
∗ 2,40 𝑔 𝐹𝑒𝑆𝑂4 = 𝟎, 𝟓 𝒈 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒
𝑒𝑞 − 𝑔 =
𝑃𝑀
# 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜𝑠 𝑜 𝑝𝑒𝑟𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠
=
158,034
5
= 𝟑𝟏. 𝟔𝟏 𝒈

48. Resumen de propiedades coligativas de
Soluciones no electrolíticas
Las propiedades coligativas son propiedades que dependen
sólo del número de partículas del soluto en la solución y no de
la naturaleza de las partículas del soluto.
Disminución de
presión de vapor
P = X2 P 1
0
Elevación
del punto de ebullición
Tb = Kb m
Disminución del punto de
congelación
Tc = Kcm
Presión osmótica (pi)  = MRT

49. Empleo de las propiedades coligativas
en la determinación de la masa molar
Una muestra de 7.85 g de un compuesto con la fórmula empírica C5H4 se disuelve
en 301 g de benceno. El punto de congelación de la disolución es de 1.05°C por
debajo del punto de congelación del benceno puro. ¿Cuál será la masa molar?.
Δ
Disminución del punto de
congelación
Tc = Kc m

50. Empleo de las propiedades coligativas
en la determinación de la masa molar
Se prepara una disolución disolviendo 35.0 g de hemoglobina
(Hb) en suficiente agua para obtener un volumen de 1 L. Si la
presión osmótica de la disolución es de 10.0 mmHg a 25°C,
calcule la masa molar de la hemoglobina.?.
= 6.51 x 104 g/mol
M = n/V  n = M*V = 5.38*10-4M* 1L =
= 5.38*10-4 mol

51. Empleo de las propiedades coligativas
en la determinación de la masa molar
Ejercicios de práctica.
Una disolución de 0.85 g de un compuesto orgánico en 100.0
g de benceno tiene un punto de congelación de 5.16°C. ¿Cuál
es la molalidad de la disolución y la masa molar del soluto?.
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 =
∆𝑇𝑐
𝐾𝑐
=
5,16𝑜
𝐶
5,12𝑜
𝐶/𝑚
= 1,007 𝑚
1,007
𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑘𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
∗ 0,1𝑘𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 0,1007 𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑀 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
=
0,85𝑔
0.1007 𝑚𝑜𝑙
= 8,44 𝑔/𝑚𝑜𝑙

52. Una disolución de 202 mL de benceno que contiene 2.47 g de
un polímero orgánico tiene una presión osmótica de 8.63
mmHg a 21°C. Calcule la masa molar del polímero.?.
𝑃𝑀 =
2,47𝑔 ∗ 0.082
𝑎𝑡𝑚. 𝐿
𝐾. 𝑚𝑜𝑙
∗ 294𝐾
8.63
𝑚𝑚𝐻𝑔
760 𝑚𝑚𝐻𝑔
∗ 1𝑎𝑡𝑚 ∗ 0,202 𝐿
= 25960,3𝑔/𝑚𝑜𝑙