Disoluciones Químicas

1. Unidad Educativa Colegio Salvador Garmendia
Barquisimeto, Estado Lara
Nicolai Nieves
Grado: 4 sección A

2. Disoluciones Químicas
Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más
sustancias puras que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en
proporciones variables. También se puede definir como una mezcla homogénea
formada por un disolvente y por uno o varios solutos.
Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar
disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama. También
otros ejemplos de disoluciones son el vapor de agua en el aire, el hidrógeno en
paladio o cualquiera de las aleaciones existentes.
El término también es usado para hacer referencia al proceso de disolución.

3. Disoluciones y su clasificación:
La disolución es una mezcla homogénea de sustancias puras. Frecuentemente formada por un
solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión, medio en el que se disuelven uno o más
solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos
arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.
Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la
disolución.
Dispersiones, suspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las partículas de soluto
excede de 0,1 μm.
Dispersoides, coloides: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm.
Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm.
Estas últimas se clasifican en:
• Disoluciones con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una
condensación de moléculas.
• Disoluciones moleculares: cada partícula es una molécula.
• Disoluciones iónicas: la partícula dispersa es un ion (fracción de molécula con carga eléctrica).
• Disoluciones atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

4. Características
• Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen
en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no
se pueden separar por centrifugación ni filtración.
• La disolución consta de dos partes: soluto y disolvente.
• Cuando el soluto se disuelve, este pasa a formar parte de la disolución.
• Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del
disolvente y el soluto, debido a que los volúmenes no son aditivos.
• La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones
variables entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor
proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el
soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre
ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente, es
decir, tiene que ver con la cantidad de soluto que es capaz de admitir este disolvente.
• Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición
de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de
congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de este.

5. • Sus propiedades físicas dependen
de su concentración: Disolución
HCl 12 mol/L; densidad = 1,18
g/cm³ Disolución HCl 6 mol/L;
densidad = 1,10 g/cm³.
• Las propiedades químicas de los
componentes de una disolución no
se alteran.
• Como estos no se pueden separar
por centrifugación o filtración; sus
componentes se obtienen a través
de otros métodos conocidos como
métodos de fraccionamiento, como
es el caso de la destilación o la
cristalización.

6. Solubilidad y factores que la afectan
La solubilidad se define para fases específicas. Por ejemplo, la solubilidad de aragonito y
calcita en el agua se espera que difieran, si bien ambos son polimorfos de carbonato de
calcio y tienen la misma fórmula molecular.
La solubilidad de una sustancia en otra está determinada por el equilibrio de fuerzas
intermoleculares entre el solvente y el soluto, y la variación de entropía que acompaña a la
solvatación. Factores como la temperatura y la presión influyen en este equilibrio,
cambiando así la solubilidad.
La solubilidad también depende en gran medida de la presencia de otras sustancias
disueltas en el solvente como por ejemplo la existencia de complejos metálicos en los
líquidos. La solubilidad dependerá también del exceso o defecto de algún ion común, con el
soluto, en la solución; tal fenómeno es conocido como el efecto del ion común. En menor
medida, la solubilidad dependerá de la fuerza iónica de las soluciones. Los dos últimos
efectos mencionados pueden cuantificarse utilizando la ecuación de equilibrio de solubilidad.

7. Para un sólido que se disuelve en una reacción redox, la solubilidad se espera que
dependa de las posibilidades (dentro del alcance de los potenciales en las que el sólido se
mantiene la fase termodinámicamente estable). Por ejemplo, la solubilidad del oro en el
agua a alta temperatura se observa que es casi de un orden de magnitud más alta cuando
el potencial redox se controla mediante un tampón altamente oxidante redox Fe3O4-Fe2O3
que con un tampón moderadamente oxidante Ni-NiO.3
La solubilidad (meta estable) también depende del tamaño físico del grano de cristal o más
estrictamente hablando, de la superficie específica (o molar) del soluto. Para evaluar la
cuantificación, se debe ver la ecuación en el artículo sobre el equilibrio de solubilidad. Para
cristales altamente defectuosos en su estructura, la solubilidad puede aumentar con el
aumento del grado de desorden. Ambos efectos se producen debido a la dependencia de la
solubilidad constante frente a la denominada energía libre de Gibbs asociada con el cristal.
Los dos últimos efectos, aunque a menudo difíciles de medir, son de relevante importancia
en la práctica [cita requerida] pues proporcionan la fuerza motriz para determinar su grado
de precipitación, ya que el tamaño de cristal crece de forma espontánea con el tiempo.

8. Temperatura
SolubilityVsTemperature.es.png
La solubilidad de un soluto en un determinado solvente principalmente depende de la temperatura. Para
muchos sólidos disueltos en el agua líquida, la solubilidad aumenta con la temperatura hasta 100 °C,
aunque existen casos que presentan un comportamiento inverso. En la mayoría de los casos el agua líquida
a altas temperaturas la solubilidad de los solutos iónicos tiende a aumentar debido al cambio de las
propiedades y la estructura del agua líquida, el reducir los resultados de la constante dieléctrica de un
disolvente menos polar.
Los solutos gaseosos muestran un comportamiento más complejo con la temperatura. Al elevarse la
temperatura, los gases generalmente se vuelven menos solubles en agua (el mínimo que está por debajo de
120 °C para la mayoría de gases), pero más solubles en solventes orgánicos.
Muchas sales se comportan como el nitrato de bario y el arseniato ácido disódico, y muestran un gran
aumento de la solubilidad con la temperatura. Algunos solutos (por ejemplo, cloruro de sodio (NaCl) en
agua) exhiben una solubilidad bastante independiente de la temperatura. Unos pocos, como el sulfato de
cerio (III) y el carbonato de litio, se vuelven menos solubles en agua a medida que aumenta la temperatura.
Esta dependencia de la temperatura se refiere a veces como «retrógrada» o «solubilidad inversa». En
ocasiones, se observa un patrón más complejo, como con sulfato de sodio, donde el cristal decahidrato
menos soluble pierde agua de cristalización a 32 °C para formar una fase anhidra menos soluble.

9. Temperatura
SolubilityVsTemperature.es.png
La solubilidad de los compuestos orgánicos casi siempre aumenta con la temperatura. La técnica de la
recristalización, utilizado para la purificación de sólidos, depende de un soluto de diferentes solubilidades en
un solvente caliente y fría. Existen algunas excepciones, tales como determinadas ciclodextrinas.
Presión
La solubilidad de los gases varía no sólo con la temperatura sino además con la presión ejercida sobre el
mismo. De esta manera, la cantidad de un soluto gaseoso que puede disolverse en un determinado
solvente, aumenta al someterse a una presión parcial mayor (véase Ley de Henry). A nivel industrial, esto se
puede observar en el envasado de bebidas gaseosas por ejemplo, donde se aumenta la solubilidad del
dióxido de carbono ejerciendo una presión de alrededor de 4 atm.

10. Unidades químicas de concentración de disoluciones
Molaridad
En química, la concentración molar (también llamada molaridad), es una medida de la concentración de un
soluto en una disolución, ya sea alguna especie molecular, iónica o atómica. Al ser el volumen dependiente
de la temperatura, el problema se resuelve normalmente introduciendo coeficientes o factores de corrección
de la temperatura, o utilizando medidas de concentración independiente de la temperatura tales como la
molalidad.
Concentración molar (Molaridad)
La concentración o molaridad, representada por la letra m, se define como la cantidad de soluto (expresada
en moles) por litro de disolución,2 o por unidad de volumen disponible de las especies:
Donde n es la cantidad de soluto en moles,1 m es la masa de soluto expresada en gramos, pm es la masa
molar expresada en g/mol, y V el volumen en litros de la disolución.

11. Molaridad
Unidades
Las unidades SI para la concentración molar son mol/m3 (Milimolar). Sin embargo, la mayor parte de la
literatura química utiliza tradicionalmente el mol/dm3, o mol. dm-3, que es lo mismo que mol/L. Esta unidad
tradicional se expresa a menudo por la M (mayúscula) (pronunciada molar), precedida a veces por un prefijo
del SI, como en:
1 mol/m3 = 10-3 mol/dm3 = 10-3 mol/L = 10-3M = 1 mM.
Nota: es útil recordar que los términos "milimolar" (mM) y "micromolar" (μM) se refieren a 10-3 mol/L y 10-6
mol/L, respectivamente.
Nombre Milimolar Micromolar Nanomolar Picomolar Femtomolar Attomolar Zeptomolar Yoctomolar
Abreviatura mM μM nM pM fM aM zM yM4
Concentración 10-3 molar 10-6 molar 10-9 molar 10-12 molar 10-15 molar 10-18 molar 10-21 molar 10-24 molar
(1 molécula por 1.6 litros)

12. Molalidad
La molalidad (m) es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de solvente. Para
preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el
caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una
balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.
La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de
una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen
cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de
la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión.
Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.
La unidad del SI para molalidad es el mol/kg.