Este documento presenta un resumen de los contenidos sobre disoluciones. Incluye una clasificación de disoluciones según diferentes criterios como el número de componentes, estado físico y proporción. También explica diferentes formas de medir la concentración de una disolución como molaridad, porcentaje en masa y fracción molar. Por último, introduce conceptos como solubilidad y propiedades coligativas.

1. DISOLUCIONES
Unidad 3

2. 2
Contenidos (1)
1.- Sistemas materiales.
2.- Disoluciones. Clasificación.
3.- Concentración de una disolución
3.1. En g/l (repaso).
3.2. % en masa (repaso).
3.3. % en masa/volumen.
3.4. Molaridad.
3.5. Fracción molar

3. 3
Contenidos (2)
4.5.6.7.-
Preparación de una disolución.
Fenómeno de la disolución.
Solubilidad.
Propiedades coligativas de las
disoluciones (cualitativamente).

4. SISTEMAS
MATERIALES
4
Sistema material
Sustancias puras
Elemento
Compuesto
Mezcla
Mezcla
Homogénea
Mezcla
Heterogénea
Mezcla
coloidal
Suspensión

5. 5
DISOLUCIÓN (Concepto)



Es una mezcla homogénea de dos o mas
sustancias químicas tal que el tamaño
molecular de la partículas sea inferior a
10--9 m.
Se llama mezcla coloidal cuando el
tamaño de partícula va de 10-9 m a
2 ·10-7 m.
Se llama suspensión cuando el tamaño
de las partículas es del orden de
2 ·10-7 m.

6. Componentes de una
disolución


Soluto (se encuentra en menor
proporción).
Disolvente (se encuentra en
mayor proporción y es el medio
de dispersión).
6

7. 7
Clasificación de disoluciones




Según el número de
componentes.
Según estado físico de soluto y
disolvente.
Según la proporción de los
componentes.
Según el carácter molecular de
los componentes.

8. Según el número de
componentes.



Binarias
Ternarias.
...
8

9. Según estado físico
de soluto y disolvente.

Soluto
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Disolvente Ejemplo
Gas
Gas
Gas
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Aire
Niebla
Humo
CO2 en agua
Petróleo
Azúcar-agua
H2 -platino
Hg - cobre
Aleacciones
9

10. Según la proporción
de los componentes.

Diluidas
• (poca cantidad de soluto)

Concentradas
• (bastante cantidad de soluto)

Saturadas
• (no admiten mayor concentración
de soluto)
10
10

11. 11
11
Según el carácter molecular
de los componentes.

Conductoras
• Los solutos están ionizados
(electrolitos) tales como
disoluciones de ácidos, bases o
sales,

No conductoras
• El soluto no está ionizado

12. Concentración
(formas de expresarla)







gramos/litro
Tanto por ciento en masa.
Tanto por ciento en masavolumen.
Molaridad.
Normalidad (ya no se usa).
Fracción molar.
Molalidad.
12
12

13. Concentración en
gramos/litro.


Expresa la masa en gramos de
soluto por cada litro de
disolución.
msoluto (g)
conc. (g/l) = ————————
Vdisolución (L)
13
13

14. Tanto por ciento
en masa.


Expresa la masa en gramos de
soluto por cada 100 g de
disolución.
msoluto
% masa = ————————— · 100
msoluto + mdisolvente
14
14

15. Tanto por ciento
en masa-volumen.


Expresa la masa en gramos de
soluto por cada 100 cm3 de
disolución.
msoluto
% masa/volumen = ———————
Vdisolución (dl)
15
15

16. 16
16
Molaridad (M ).



Expresa el número de moles de
soluto por cada litro de
disolución.
n
msoluto
Mo = ——— = ———————
V (l)
Msoluto ·V (l)
siendo V (l) el volumen de la
disolución expresado en litros

17. Ejercicio:
¿ Cuál es la molaridad de la
disolución obtenida al disolver 12 g de
NaCl en agua destilada hasta obtener
250 ml de disolución?
Expresado en moles, los 12 g de NaCl
son:
m
12 g
n =  =  = 0,2 moles
NaCl
M 58,44 g/mol
La molaridad de la disolución es, pues:
0,2 moles
M =  = 0,8 M
0,250 L
17
17

18. 18
18
Relación entre M con % en
masa y densidad de disolución
Sabemos que:
ms
100 ms
% = —— · 100 = ————
mdn
Vdn · ddn
Despejando Vdn:
100 ms
Vdn = ————
% · ddn
Sustituyendo en la fórmula de la molaridad:
ms
ms · % · ddn
% · ddn
Mo = ———— = —————— = ————
Ms · Vdn Ms · 100 ms 100 Ms

19. Ejercicio:
¿Cuál será la molaridad de una
disolución de NH3 al 15 % en masa y de
densidad 920 kg/m3?
920 kg/m3 equivale a 920 g/L
% · ddn 15 · 920 g · L-1
Mo = ———— = ————————— = 8,11 M
100 Ms 100 · 17 g · mol-1
19
19

20. 20
20
Riqueza ()





Las sustancias que se usan en el
laboratorio suelen contener impurezas.
Para preparar una disolución se necesita
saber qué cantidad de soluto puro se
añade.
msustancia (pura)
 = ——————————— · 100
msustancia (comercial)
De donde
100
msust. (comercial) = msust. (pura) · ——


21. Ejemplo:
21
21
¿Como prepararías 100 ml de
una disolución 0’15 M de NaOH en agua a
partir de NaOH comercial del 95 % de
riqueza?
m = Molaridad · M(NaOH) · V
m = 0’15 mol/l · 40 g/mol · 0’1 l =
= 0’60 g de NaOH puro
mNaOH
100
(comercial) = mNaOH (pura) · —— =
95
100
= 0’60 g · —— = 0’63 g NaOH comercial
95

22. Ejercicio: Prepara 250 cm3 de una disolución22
22
de HCl 2M, sabiendo que el frasco de HCl
tiene las siguientes indicaciones:
d=1’18 g/cm3; riqueza = 35 %



m = Molaridad · M(HCl) · V
m = 2 mol/l · 36’5 g/mol · 0’25 l =
= 18’3 g de HCl puro que equivalen a
100
18’3 g ·—— = 52’3 g de HCl comercial
35
m
52’3 g
V = — = ————— = 44’3 cm3
d 1’18 g/cm3

23. 23
23
Fracción molar ()




Expresa el cociente entre el nº
de moles de un soluto en
relación con el nº de moles total
(soluto más disolvente).
nsoluto
soluto = —————————
nsoluto + ndisolvente
Igualmente
ndisolvente
disolvente = —————————
nsoluto + ndisolvente

24. 24
24
Fracción molar () (cont.).


nsoluto + ndisolvente
soluto + disolvente = ————————— = 1
nsoluto + ndisolvente
Si hubiera más de un soluto siempre
ocurrirá que la suma de todas las
fracciones molares de todas las
especies en disolución dará como
resultado “1”.

25. Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH4 y 25
25
de C2H6 en una mezcla de 4 g de CH4 y 6 g
de C2H6 y comprobar que la suma de
ambas es la unidad.
4g
6g
n (CH4) =———— = 0,25 mol; n (C2H6) =————= 0,20 mol
16 g/mol
30 g/mol
n (CH4)
0,25 mol
(CH4) = ———————— = ————————— = 0,56
n (CH4) + n (C2H6)
0,25 mol + 0,20 mol
n (C2H6)
0,20 mol
 (C2H6) = ———————— = ————————— = 0,44
n (CH4) + n (C2H6) 0,25 mol + 0,20 mol
(CH4) +  (C2H6) = 0,56 + 0,44 = 1

26. 26
26
Solubilidad


Es la máxima cantidad de
soluto que se puede disolver en
una determinada cantidad de
disolvente (normalmente suelen
tomarse 100 g).
La solubilidad varía con la
temperatura (curvas de
solubilidad).

27. Gráficas de la solubilidad de
diferentes sustancias en agua
27
27

Como vemos, la
solubilidad no
aumenta
siempre con la
temperatura, ni
varía de manera
lineal.

28. 28
28
Propiedades coligativas


Las disoluciones tienen
diferentes propiedades que los
disolventes puros.
Es lógico pensar que cuánto
más concentradas estén las
disoluciones mayor diferirán las
propiedades de éstas de las de
los disolventes puros.

29. 29
29
Propiedades coligativas




Disminución de la presión de vapor.
Aumento de temperatura de
ebullición.
Disminución de la temperatura de
fusión.
Presión osmótica (presión hidrostática
necesaria para detener el flujo de
disolvente puro a través de una
membrana semipermeable).

30. 30
30
Presión osmótica