Profesora Gabriela Zelaya

 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.

 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.

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

 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.

 Las mezclas heterogéneas son aquellas
formadas por más de una fase física.
Ejemplo: Agua con piedra, agua con
aceite.
 Se pueden agrupar en:
◦ Coloides : Soles, geles, emulsiones,
espumas, aerosoles.
◦ Dispersiones: finas (tinta china,
pinturas al agua), groseras( grasa en
salame)

 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

 Es la sustancia que se disuelve o solubiliza y
generalmente se encuentra en menor proporción,
ya sea en masa 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.

 Es la sustancia que disuelve 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 estado físico de la solución(
líquida, sólida o gaseosa)

 La relación entre la cantidad de sustancia
disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente o
de solución se conoce como concentración.
 Esta relación se expresa cuantitativamente en
forma de:
◦ unidades físicas
◦ unidades químicas.

 Porcentaje masa en masa . % m/m.
 Porcentaje masa en volumen . % m/v.
 Porcentaje volumen en volumen . % v/v.
 Concentración en gramos por litro . g/L.
 Partes por millón. ppm.

 Porcentaje masa en masa (% m/m ): Indica la
masa de soluto en gramos, presente en 100
gramos de solución.
 Si una solución de NaOH es 20% m/m
significa que contiene 20g de NaOH en 100 g
de la solución.

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

 Porcentaje masa en volumen (% m/v ): Indica
la masa de soluto en gramos, presente en
100 mL de solución.
 Si una solución de NaOH es 20% m/v significa
que contiene 20g de NaOH en 100 mL de la
solución.

 Una solución salina contiene 30g de NaCl en
80 mL de solución. Calcular su concentración
en % m/v.

 Porcentaje volumen en volumen (% v/v ):
Indica el volumen de soluto en mL, presente
en 100 mL de solución.
 Se usa para solutos líquidos como el alcohol
común o etanol.
 Si una solución de etanol es 12,5 % v/v
significa que contiene 12,5mL de etanol en
100 mL de la solución.
 Se usa en las bebidas alcohólicas para indicar
su graduación que antes se expresaba como
grados Gay Lussac o °GL.

 Calcular la concentración en % v/v de una solución
alcohólica, que contiene 15 mL de alcohol disueltos
en 65 mL de solución.

 Concentración común g/L indica la masa de
soluto en gramos, presente en un litro (L) de
solución.
 Recuerda que 1 L = 1000 mL.
 Es equivalente a mg/ mL.
 Si una solución de NaOH es 2,0 g /L significa
que contiene 2,0g de NaOH en 1L de la
solución.

 Una solución de KCl contiene 2,50 g de la sal en
80 mL de solución. Calcular su concentración en
gramos por litro g/L.

 Partes por millón (ppm) Se define como los
miligramos de soluto disueltos en 1 litro de
solución.
 mg de soluto/L de solución. (1 g = 1000 mg)
 Se usa para soluciones con pequeña cantidad
de soluto o soluciones muy diluidas.
 Se usa para expresar la concentración de
iones presentes en soluciones de compuestos
iónicos.
 Un agua mineral tiene 100 ppm de Na+
significa que contiene 100 mg de Na+ por
litro de agua mineral.

 Calcular la concentración en ppm de una solución que
se preparó con 0,285g de NaCl disueltos en 750 mL de
solución.

 Molaridad se representa como M.
 Molalidad se representa como m.
 Fracción Molar se representa como X y se
determina para soluto/s y solvente.

 Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto
disuelto en un litro de solución.

 Una solución de NaOH 2,5 M contiene 2,5 moles de
NaOH en un litro de solución.
 Recuerda que para transformar la masa de sustancia
en moles debes calcular la masa molar de la misma.
Por ejemplo 35,0 g de NaOH.

 Calcular la M de una solución que se preparó
disolviendo 25,8 g de NaOH en 1250 mL de
solución.

 Esto quiere decir que algunas veces
podremos calcular la molaridad sólo
conociendo el porcentaje masa en masa de la
solución.
 Se necesita conocer la densidad de la
solución para transformar la masa de
solución en volumen de solución.

 Calcular la molaridad del NaOH sabiendo que la
densidad de la solución es 1,10 g/mL y la solución es
20, 8 % m/m. La masa molar del NaOH es 40 g/moL.

 Procedimiento por el cual se disminuye la
concentración de una solución por adición de
mayor cantidad de solvente.
 Al agregar más solvente
◦ Se aumenta la cantidad de solución
◦ la cantidad de soluto se mantiene constante. Esto
se expresa mediante la siguiente igualdad:
C1 x V1 = C2 x V2

 ¿Qué volumen de HCl 12 M se necesitan para
preparar 6 litros de solución 5 M?
C1 x V1 = C2 x V2
5M 6L 12M X

 Se define solubilidad como la máxima cantidad de
un soluto que puede disolverse en una
determinada cantidad de solvente a una
temperatura determinada.
 Depende de
◦ la temperatura,
◦ presión
◦ naturaleza del soluto y solvente.
 Puede expresarse en:
◦ Gramos / 100 g de solvente.
◦ Moles / L de solución.

 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 insaturada: Es aquella que contiene
una cantidad de soluto menor a la de
saturación a una temperatura establecida.
 Solución Sobresaturada: Es aquella que
contiene una mayor cantidad de soluto que una
solución saturada a temperatura determinada.
Es inestable.
1. De acuerdo a la cantidad de soluto

 Solución diluida.
 Solución concentrada.
 Son términos relativos por ejemplo:
◦ HCl 3 M es concentrada respecto de HCl 1,5 M.
◦ HCl 1,5 M es diluida respecto de HCl 3 M.
Se puede visualizar en soluciones coloreadas

 Eectrolíticas: Se llaman también soluciones iónicas
y presentan una apreciable conductividad eléctrica.
Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos y bases,
sales.
 No electrolíticas: No son conductoras el soluto no
es iónico se disgrega hasta el estado molecular.
Ejemplo: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina.

 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.
1. Naturaleza del soluto y solvente

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

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.

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.