Este documento presenta un resumen de los conceptos clave relacionados con las disoluciones. Explica la clasificación de disoluciones según el número de componentes, el estado físico de soluto y disolvente, y la proporción de componentes. También describe los diferentes métodos para expresar la concentración de una disolución, incluyendo gramos/litro, porcentaje en masa, molaridad y fracción molar. Además, introduce conceptos como solubilidad y propiedades coligativas.

1. DISOLUCIONES
Unidad 3

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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

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Contenidos (2)
4.- Preparación de una disolución.
5.- Fenómeno de la disolución.
6.- Solubilidad.
7.- Propiedades coligativas de las
disoluciones (cualitativamente).

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

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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.

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

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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.

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

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

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

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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

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

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

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

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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)

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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

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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

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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

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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

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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) · ——


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Ejemplo: ¿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
100
mNaOH (comercial) = mNaOH (pura) · —— =
95
100
= 0’60 g · —— = 0’63 g NaOH comercial
95

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Ejercicio: Prepara 250 cm3 de una disolución
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

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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

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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”.

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Ejemplo: Calcular la fracción molar de CH4 y
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.
4 g 6 g
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

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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).

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

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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.

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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).

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Presión osmótica