soluciones

1. LAS SOLUCIONES
Bioq. José Luis Rodríguez Tenesaca

2. Es un sistema material homogéneo formado por
dos o mas sustancias.
Una Solución:
La sustancia menos abundante recibe el
nombre de SOLUTO y la más abundante el
nombre de SOLVENTE.
Solución = Soluto + Solvente

3. No se produce por una reacción química
sino solamente por un proceso físico.
Puede existir en cualquiera de los tres
estados de la materia, aunque las más
comunes son las líquidas, especialmente en
las que el agua es el solvente.
La Solución:

4. Es descrita muchas veces como el solvente
universal, porque disuelve muchas de las
sustancias conocidas.
El agua:
Al disolver un soluto en agua las moléculas
de agua rodean al soluto tal como muestra
la siguiente figura

5. disolución de sal en agua

6. Disolución de una sal en Agua

7. metanol en agua
Sal = compuesto iónico
Metanol = compuesto covalente

8. Factores que afectan la solubilidad

9. Solubilidad en agua según Temperatura

10. Solubilidad de Oxígeno en agua según la Temperatura

11. Prof. S. Casas-Cordero E.
Solubilidad y Temperatura

12. Prof. S. Casas-Cordero E.
Solubilidad de Gases

13. Efecto de la Presión sobre la
solubilidad de los Gases

14. Concentración de las soluciones
 La concentración de una solución expresa la
cantidad de soluto presente en una cantidad
dada de solución.
 Los términos concentrado y diluido son
meramente expresiones relativas, en donde
ninguna de las dos nos da una indicación de
la cantidad exacta del soluto presente. Por lo
tanto se necesitan métodos cuantitativos
exactos que expresen la concentración.

15. Métodos para expresar la
concentración
 Existen varios métodos para informar o
señalar la concentración de las soluciones,
algunos de ellos son:
 Porcentaje; %m/m y %m/v
 Molaridad (M)
 Molalidad (m)
 Fracción molar (xi)
 Normalidad (N)
 ppm (partes por millón)

16. PORCIENTO masa – masa y masa - volumen
Se representa con el símbolo % m/m y % m/v y
sus soluciones se conocen como Porcentuales.
%m/v: El número de gramos de soluto
contenido en 100 mL de solución
Se definen como:
%m/m: El número de gramos de soluto
contenidos en 100 g de solución.

17. 100x%m/m solucióndemasa
solutodemasa
=
100x%m/v solucióndevolumen
solutodemasa
=

18. Las masas son aditivas (se pueden sumar),
pero no los volúmenes.
m solución = (m soluto + m solvente)
V solución ≠ (V soluto + V solvente)
m solución ≠ V solución

19. La Densidad
No es unidad de concentración. Sólo representa
la relación que hay entre la masa de una mezcla
y el volumen que ocupa.
solucióndeVolumen
solucióndemasa
D =
Permite relacionar el porcentaje masa – masa
con el porcentaje masa - volumen

20. %m/m x D = %m/v
100xsolucióndemasa
solutodemasa
100xsolucióndevolumen
solutodemasa
solucióndevolumen
solucióndemasax =

21. Ejercicios
¿Qué %m/m tendrá una mezcla de 20 g azúcar y 230 g
de agua?
( )
100x
solucióng230g20
solutog20
C
+
=
retorno al problema
%m/m8C =

22. continuación
Si a la mezcla anterior se le agrega 25 g de azúcar
¿Cuál será su nuevo %m/m?
100x
solucióng275
solutog45
C =
Masa soluto total = 20 g + 25 g = 45 g
Masa solución total = 250 g + 25 g = 275 g
Calculando soluto
y solución total
%m/m16,36C =

23.  ¿Cuántos gramos de agua se deberá agregar a la
mezcla inicial para que su concentración disminuya
al 2 %m/m?
( )
100x
g230Yg20
solutog20
%m/m2C
++
==
g250
2
g2000
Y −=
Sea Y la masa en gramos de solvente adicional;
( )g250Y
g2000
2
+
=
aguadeg750Y =
2
g2000
g)250(Y =+

24. Se mezclan 40 g de solución al 20 %m/m con 150 g de solución al
12 %m/m ¿Cuál será el %m/m de la mezcla resultante?
Calculando la masa de solución total:
g8
solucióng100
solutog20
xsolucióng401solutom ==
Masa solución total = 40 g + 150 g = 190 g
Calculando masa de soluto aportado por cada solución
g81
solucióng100
solutog12
xsolucióng0152solutom ==
( ) %m/m13,68100x
g190
g18g8
C =
+
=

25. Cantidad de Sustancia (n):
Es el número de partículas que está contenida
en una porción de materia. Estas partículas o
Entidades Elementales (EE), pueden ser
átomos, moléculas, iones, etc.
Un mol contiene 6,02x1023
EE (Número de
Avogadro)
NA = 6,02x1023
EE/mol
La unidad de medida de la Cantidad
de sustancia es el mol.

26. El Número de Avogadro; NA = 6,02x1023
EE/mol
602.000.000.000.000.000.000.000,0 EE/mol
millón
billón
trillón
Seiscientos dos mil trillones

27.  Corresponde a la masa en gramos de un mol
de sustancia.
 Para los elementos químicos, se han medido
en referencia al isótopo más abundante del
Carbono; el C-12. Un mol de átomos de C-12,
equivale a 12,0000 g.
 La masa molar de un mol de átomos de
cualquier elemento, se conoce también como
Peso atómico, PA.
Masa Molar (MM):

28. Es el promedio ponderado de las masas atómicas de los
isótopos de dicho elemento.
Ejemplo: Cálculo masa atómica del Carbono natural.
isótopo Masa Abundancia
C-12 12,0000 98,89 %
C-13 13,00335 1,11 %
El Peso atómico de un elemento natural:

29. PA = 12,0000x0,9889 + 13,00335x0,0111
PACarbono = 12,011 g/mol

30. Masa Molar (MM):
Suma de los pesos atómicos de todos los
átomos presentes en la molécula.
Ejemplo: Cálculo del Masa Molar del sulfato férrico, Fe2(SO4)3.
2 x PA (Fe) = 2 x 55,8 = 111,6
3 x PA (S) = 3 x 32,0 = 96,0
12 x PA (O) = 12 x 16,0 = 192,0
Masa Molar = 399,6 g/mol

31. 2 x PAH 2 x 1.0 g = 2 g
1 x PAO 1 x 16,0 g = 16 g
MM 18 g/mol
Ejercicios:
¿Cuál es la Masa Molar del agua? H2O

32. 1 Ca 1 x 40 g = 40 g
2 O 2 x 16 g = 32 g
2 H 2 x 1 g = 2 g
Total
1 Mg 1 x 24,3 g = 24,3 g
2 N 2 x 14 g = 28 g
6 O 6 x 16 g = 96 g
Total
Ca(OH)2
Mg(NO3)2
Ejercicios
Determine el Masa Molar de:
74 g/mol
148,3 g/mol

33. Cálculos de masa, moles y EE:
Para todo los procesos de cálculos, se aplican
proporciones.
Ej.: Si la MM del NaOH es 40 g/mol,
¿Cuántos moles se tendrá en 85 g del compuesto?
g40
mol1xg85
x =
40 g  1 mol
85 g  X
===
g/mol40
g85
MM
m
n

34. Solución:
=
NaOHdeg40
NaOHdemol1
xNaOHdeg85
NaOHdemoles2,125n =

35. Otro Ejercicio:
Si la MM del Ca3(PO4)2 es 310 g/mol, calcular la
masa en gramos de 0.720 mol de Ca3(PO4)2
MM
m
n =
MMxnm =

36. Resolviéndolo como “factor de conversión”:
)(POCademol1
)(POCadeg310
x)(POCademol0,720
243
243
243
243 )(POCadeg223,2masa =

37. Desde masa a Número de moléculas:
Si la MM del CO2 es 44 g/mol, calcular el número
de moléculas que hay en 24.5 g de CO2
mol0,5568
g44
molx1g24,5
x ==
44 g  1 mol
24,5 g  x
1 mol  6,02x1023
moléculas
0,5568 mol  x
mol1
moléculas6,02x10xmol0,5568
x
23
=
X = 3,35x1023
moléculas
Primero calculamos el número de moles
Luego calculamos el número de moléculas

38. Resolviéndolo como dos factores de conversión:
COdemol1
COdemóléculas6,02x10
x
COdeg44
COmol1
xCOdeg24,5
2
2
23
2
2
2 =
COdemoléculas3,35x10 2
23

39. La Molaridad
 Se representa con la letra M mayúscula.
Sus soluciones se conocen como Molares.
 Se define como el número de moles de
soluto en un litro de solución.
solucióndeVolumen
solutodemoles
M =

40. Ejercicio: ¿Cuál es la concentración molar de una solución
que se prepara disolviendo 20 g de Sulfato de sodio, Na2SO4
en agua hasta obtener 250 mL de solución?
Primero: Mediante la masa molar del soluto, calculamos el número
de moles.
mol0,14
g142
mol1xg20
n ==MMNa2SO4 = 142 g/mol
Segundo: Transformamos los 250 mL a Litros
L0,25
mL1000
L1
xmL250V ==
L
mol
0,56M0,56
L0,25
mol0,14
C ===

41. solucióndeVolumenxsolutoMM
solutodemasa
M =
solutoMM
10x%m/v
solutoMM
10xsolucióndensidadx%m/m
M ==
%m/m x D = %m/vrecordar que…

42. ¿Cuál será la Molaridad de una solución de ácido
Nítrico, HNO3, concentrado al 57,87 %m/m si su
densidad es 1,355 g/mL?
MM
10xDx%m/m
M =
MMHNO3 = 63 g/mol
L
mol
12,45
63
10x1,355x57,87
M ==

43. Molalidad (m)
 Se define como la cantidad de moles de
soluto contenido en un kilogramo de solvente
1000xm (g)solventedemasa
solutodemoles
(Kg)solventedemasa
solutodemoles
==
(Kg)solventedemasaxsolutoMM
solutodemasa
m =

44. Ejercicio: Se prepara una mezcla con 30 g de Etanol y
400 g de agua ¿Cuál es su molalidad?
Kg0,4
g1000
1Kg
xg400masasolvente ==
m1,631,63
Kg0,4x46
g30
C Kg
mol
mol
g
===
FM: C2H6O MM: 46 g/molEtanol: CH3-CH2-OH
Convertimos los 400 g a kilogramo:
(Kg)solventedemasaxsolutoMM
solutodemasa
m =

45. Algunos prefijos del sistema
Internacional
nombre símbolo Orden
Giga G 109
Mega M 106
Kilo K 103
deci d 10-1
centi c 10-2
mili m 10-3
micro μ 10-6

46. Preparación de diluciones
 Consiste en añadir mayor cantidad de
solvente a una porción de una solución
concentrada de modo que su concentración
final sea menor.
 Se debe conocer previamente la cantidad de
soluto requerida y el volumen de la solución
concentrada que contendrá esta cantidad.

47. Relación de dilución:
Si el volumen y la concentración se
encuentran expresados en la misma unidad
de medida, puede utilizarse:
C1 x V1 = C2 x V2

48. Ejercicio: Si diluyó 5 mL de solución 4 M hasta un
volumen final de 250 mL ¿Cuál es la molaridad de
dilución resultante?
Consideremos la solución concentrada como los datos 1 y la
solución diluida como los datos 2:
V1 = 5 mL
C1 = 4 M
V2 = 250 mL
C2 = x
C1 x V1 = C2 x V2
M0,08
mL250
mL5xM4
V
VxC
C
2
11
2 ===

49. Procedimiento:
 Paso 1: tomar una porción del volumen de
solución concentrada requerido
 Paso 2: trasvasijar esta porción a un matraz
de aforo.
 Paso 3: aforar con solvente hasta el volumen
final necesario

50. Preparación de diluciones

51. Lectura de menisco
 El menisco corresponde a la curvatura que
forma la superficie de los líquidos. Esto se
observa mejor cuando están contenidos en
recipientes pequeños tales como probetas,
pipetas, vasos, matraces de aforos, etc.
 En líquidos incoloros la parte inferior de la
curvatura debe ser tangente a la línea de
graduación (línea de aforo) del instrumento.

53. Posición del observador:
 Para evitar cometer errores en la medición
del volumen de una solución líquida, el
observador debe situarse en línea paralela
a la graduación donde se encuentre el
menisco

54. ¿Qué volumen en mL de solución de HCl al 37 %m/m y d = 1,18 g/mL
se requiere para preparar 500 mL de una dilución 0,5 M?
Primero: transformamos los datos de HCl concentrado
a molaridad.
M11,96
L
mol
11,96
36,5
10x1,18x37
C ===
Segundo: aplicamos relación de dilución
1
22
12211
C
VxC
VVxCVxC =⇒=
mL20,9
M11,96
mL500xM0,5
V1 ==