1.soluciones

Soluciones o Disoluciones
Químicas

TEACHER ERICK INCHE VILLEGAS

Mezclas

• Una mezcla está formada por la unión
de sustancias en cantidades variables
y que no se encuentran químicamente
combinadas.
• Por lo tanto, una mezcla no tiene un
conjunto de propiedades únicas, sino
que cada una de las sustancias
constituyentes aporta al todo con sus
propiedades específicas.


Características de las Mezclas

• Las mezclas están
compuestas por una
sustancia, que es el medio,
en el que se encuentran
una o más sustancias en
menor proporción. Se
llama fase dispersante al
medio y fase dispersa a las
sustancias que están en él.

Clasificación de las mezclas

• De acuerdo al tamaño de las partículas de la fase
dispersa, las mezclas pueden ser homogéneas o
heterogéneas.


Mezclas homogéneas

• Las mezclas homogéneas son aquellas cuyos
componentes no son identificables a simple
vista, es decir, se aprecia una sola fase física
(monofásicas). Ejemplo: aire, agua potable.


Mezclas heterogéneas
• Las mezclas heterogéneas son aquellas cuyos
componentes se pueden distinguir a simple
vista, apreciándose más de una fase física.
Ejemplo: Agua con piedra, agua con aceite.
• Las mezclas heterogéneas se pueden agrupar
en: Emulsiones, suspensiones y coloides.


Mezclas heterogéneas
• Emulsiones: Conformada por 2 fases líquidas inmiscibles.
Ejemplo: agua y aceite, leche, mayonesa.
• Suspensiones: Conformada por una fase sólida insoluble en la
fase dispersante líquida, por lo cual tiene un aspecto opaco.
Ejemplo: Arcilla, tinta china (negro de humo y agua), pinturas
al agua, cemento.
• Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en donde el
sistema disperso puede ser observado a través de un
ultramicroscopio.


Soluciones Químicas

• Son mezclas homogéneas (una fase)
que contienen dos o más tipos de
sustancias denominadas soluto y
solvente; que se mezclan en
proporciones variables; sin cambio
alguno en su composición, es decir
no existe reacción química.

Soluto + Solvente → Solución

Soluto
• Es la sustancia que se disuelve, dispersa o solubiliza y
siempre se encuentra en menor proporción, ya sea en peso o
volumen.
• En una solución pueden haber varios solutos.
• A la naturaleza del soluto se deben el color, el olor, el sabor y
la conductividad eléctrica de las disoluciones.
• El soluto da el nombre a la solución.


Solvente o disolvente
• Es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y
generalmente se encuentra en mayor proporción.
• Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y amoníaco) y
no polares (benceno, éter, tetracloruro de carbono).
• En las soluciones líquidas se toma como solvente universal al
agua debido a su alta polaridad.
• El solvente da el aspecto físico de la solución.


CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

• La relación entre la cantidad de sustancia
disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente
se conoce como concentración.
• Esta relación se expresa cuantitativamente en
forma de unidades físicas y unidades
químicas, debiendo considerarse la densidad
y el peso molecular del soluto.


Concentración en Unidades Físicas

• Porcentaje masa en masa (% m/m o % p/p):
Indica la masa de soluto en gramos, presente
en 100 gramos de solución.

Xg soluto → 100g solución


Ejemplo

• Una solución de azúcar en agua, contiene 20g de azúcar en 70g
de solvente. Expresar la solución en % p/p.
soluto + solvente → solución
20g 70g 90g

20g azúcar → 90g solución
Xg azúcar → 100g solución

X = 20 * 100 = 22,22 %p/p
90


Porcentaje masa en volumen (% m/v o % p/v)

• Indica la masa de soluto en gramos disuelto
en 100 mL de solución.

Xg soluto → 100mL solución


Ejemplo
• Una solución salina contiene 30g de NaCl en
80 mL de solución. Calcular su concentración
en % p/v.
30g NaCl → 80 mL solución
Xg NaCl → 100mL solución
X = 30 * 100 = 37,5 %p/v
80


Porcentaje en volumen (% v/v)
• Indica el volumen de soluto, en mL, presente
en 100 mL de solución.

X mL soluto → 100mL solución


Ejemplo
• Calcular la concentración en volumen de una solución
alcohólica, que contiene 15 mL de alcohol disueltos en 65 mL
de solución.

15 mL alcohol → 65 mL solución
X mL alcohol → 100mL solución

X = 15 * 100 = 23 %v/v

65


Concentración común (g/L)
• Indica la masa de soluto en gramos, presente
en un litro de solución (recordar que 1 L =
1000 mL, por lo que es lo mismo decir
mg/mL).

Xg soluto → 1 L o 1000 mL solución


Ejemplo
• Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de solución.
Calcular su concentración en gramos por litro.

10g KCl → 80 mL solución
Xg KCl → 1000 mL solución

X = 10 * 1000 = 125 g/L
80


Partes por millón (ppm)
• Se define como los miligramos de soluto
disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución.
Nota 1g = 1000 mg

X mg soluto → 1000 mL solución


Ejemplo

• Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene
0,85g de KNO3 disueltos en 670 mL de solución.
En primer lugar se debe transformar los gramos a miligramos, según
la relación de arriba.
1 g → 1000 mg
0,85 g → X mg
X = 850 mg
Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de
tres:
850 mg KNO3 → 670 mL solución
X mg KNO3 → 1000 mL solución
X = 1268,65 ppm

CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS

• Molaridad (M): Indica el número de moles
de soluto disuelto hasta formar un litro de
solución.

X moL → 1L o 1000 mL solución

M = mol de soluto

V (L) solución TEACHER ERICK INCHE VILLEGAS

Ejemplo

• Calcular la concentración molar de una
solución disolviendo 7,2 moles de HCl en
7 litros de solución.
Solución 1 Solución 2
7,2 moL → 7 L M = 7,2 moles KCl
X moL → 1L 7L

X= 1,02 moL M = 1,02 moL/L

Analizando
• Como n = m (g)
MM (g/moL)

M = mol de soluto Reemplazando se tiene que

V (L) solución

M= m(g)

MM(g/moL) x V (L) solución


Ejemplo
• Calcular la concentración molar de una
solución de HCl que contiene 73 g en 500 mL
de solución (Masa molar=36,5 g/moL).
M = masa (g)
PM * V (L)
M = 73 (g ) = 4M
36,5 (g/mol) * 0,5 (L)


Molaridad en función del porcentaje masa en
masa:
• Esto quiere decir que algunas veces podremos
calcular la molaridad sólo conociendo el
porcentaje masa en masa de la solución,
mediante la siguiente relación:

M = % m/m x densidad solución (δ) x 10

Masa molar soluto

Ejemplo
• Calcular la molaridad del NaOH sabiendo que la densidad de
la solución es 0,9 g/mL y el porcentaje en masa del NaOH en
la solución es 20 % m/m. La masa molar del NaOH es 40
g/moL.

M = 20 x 0,9 x 10
40
M = 4,5 moL/L


Solubilidad
• Se define solubilidad como la máxima cantidad de un soluto
que puede disolverse en una determinada cantidad de
solvente a una temperatura dada. La solubilidad depende de
la temperatura, presión y naturaleza del soluto y solvente.
• La solubilidad puede expresarse en:

gramos de soluto , gramos de soluto, moles de soluto
Litro de solvente 100g de solvente litro de solución


Dilución
• Procedimiento por el cual se disminuye la
concentración de una solución por adición de
mayor cantidad de solvente.
• Al agregar más solvente, se está aumentando
la cantidad de solución pero la cantidad de
soluto se mantiene constante

C1 x V1 = C2 x V 2

Ejemplo
• ¿Qué volumen de HCl 18 M se necesitan para
preparar 6 litros de solución 5 M?
C1 x V1 = C2 x V2
5M 6L 18M X

X=5x6
18
X = 1,67 M


Clasificación de las soluciones

1. De acuerdo a la cantidad de soluto
• Solución saturada: Es aquella que contiene la máxima cantidad de
soluto que puede mantenerse disuelto en una determinada cantidad
de solvente a una temperatura establecida.
• Solución diluida (insaturada): Es aquella donde la masa de soluto
disuelta con respecto a la de la solución saturada es más pequeña
para la misma temperatura y masa de solvente.
• Solución concentrada: Es aquella donde la cantidad de soluto
disuelta es próxima a la determinada por la solubilidad a la misma
temperatura.
• Solución Sobresaturada: Es aquella que contiene una mayor
cantidad de soluto que una solución saturada a temperatura
determinada. Esta propiedad la convierte en inestable.

2. De acuerdo a la conductividad eléctrica

• Eectrolíticas: Se llaman también soluciones iónicas y
presentan una apreciable conductividad eléctrica.
Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos y bases, sales.

• No electrolíticas: Su conductividad es prácticamente nula; no
forma iones y el soluto se disgrega hasta el estado molecular.
Ejemplo: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina.


Factores a influyen en la Solubilidad

1. Naturaleza del soluto y solvente
• Los solutos polares son solubles son solubles en
disolventes polares y los apolares en disolventes
apolares, ya que se establecen los enlaces
correspondientes entre las partículas de soluto y de
disolvente. Es decir lo “similar disuelve a lo similar”
• Cuando un líquido es infinitamente soluble en otro
líquido se dice que son miscibles, como el alcohol en
agua.


Efecto de la temperatura
Solubilidad de sólidos en líquidos:
• La variación de la solubilidad con la temperatura está
relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el
proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución del
sólido en el líquido se absorbe calor (proceso endotérmico), la
solubilidad aumenta al elevarse la temperatura; si por el
contrario se desprende calor del sistema (proceso
exotérmico), la solubilidad disminuye con la elevación de la
temperatura


Curvas de solubilidad


Efecto de la temperatura
Solubilidad de gases en líquidos:
• Al disolver un gas en un líquido,
generalmente, se desprende calor, lo que
significa que un aumento de temperatura en
el sistema gas-líquido, disminuye la
solubilidad del gas porque el aumento de
energía cinética de las moléculas gaseosas
provoca colisiones con las moléculas del
líquido, disminuyendo su solubilidad.


Efecto de la presión
En sólidos y líquidos:
• La presión no afecta demasiado la solubilidad
de sólidos y líquidos; sin embargo, sí es muy
importante en la de los gases.

En gases:
 La solubilidad de los gases en líquidos es
directamente proporcional a la presión del
gas sobre el líquido a una temperatura dada.

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