El documento describe diferentes tipos de mezclas y soluciones. Las mezclas se clasifican como homogéneas o heterogéneas dependiendo del tamaño de las partículas de la fase dispersa. Las soluciones son mezclas homogéneas formadas por un soluto y un solvente sin reacción química. Existen diferentes unidades para expresar la concentración de una solución como molaridad, normalidad y molalidad.

1. Soluciones

2. Mezclas
 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.

3.  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.
Características de las Mezclas

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

5. Mezclas homogéneas
 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.

6. Mezclas heterogéneas
 Las mezclas heterogéneas son aquellas
cuyos componentes se pueden distinguir a
simple vista, apreciándose más de una
fase física. Ejemplo: Agua con piedra,
agua con aceite.
 Las mezclas heterogéneas se pueden
agrupar en: Emulsiones, suspensiones
y coloides.

7. Mezclas heterogéneas
 Emulsiones: Conformada por 2 fases líquidas
inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche,
mayonesa.
 Suspensiones: Conformada por una fase sólida
insoluble en la fase dispersante líquida, por lo
cual tiene un aspecto opaco. Ejemplo: Arcilla,
tinta china (negro de humo y agua), pinturas al
agua, cemento.
 Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en
donde el sistema disperso puede ser observado a
través de un ultramicroscopio.

9. Soluciones Químicas
 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

10. Soluto
 Es la sustancia que se disuelve, dispersa o
solubiliza y siempre se encuentra en menor
proporción, ya sea en peso 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.

11. Solvente o disolvente
 Es la sustancia que disuelve o dispersa 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 aspecto físico de la solución.

12. CONCENTRACIÓN DE UNA
SOLUCIÓN
 La relación entre la cantidad de sustancia
disuelta (soluto) y la cantidad de
disolvente se conoce como
concentración.
 Esta relación se expresa
cuantitativamente en forma de unidades
físicas y unidades químicas, debiendo
considerarse la densidad y el peso
molecular del soluto.

13. Concentración en Unidades Físicas
 Porcentaje masa en masa (% m/m o
% p/p): Indica la masa de soluto en
gramos, presente en 100 gramos de
solución.
Xg soluto → 100g solución
%p/p= masa de soluto x 100
masa total de la solución

14. Ejemplo
 Una solución de azúcar en agua, contiene 20g de
azúcar en 70g de solvente. Expresar la solución en
% p/p.
soluto + solvente → solución
20g 70g 90g
20g azúcar → 90g solución
Xg azúcar → 100g solución
X = 20 * 100 = 22,22 %p/p
90

15. Porcentaje masa en volumen (% m/v o
% p/v)
 Indica la masa de soluto en gramos
disuelto en 100 mL de solución.
Xg soluto → 100mL solución
%p/v= masa de soluto x 100
volumen total de la solución

16. Ejemplo
 Una solución salina contiene 30g de NaCl
en 80 mL de solución. Calcular su
concentración en % p/v.
30g NaCl → 80 mL solución
Xg NaCl → 100mL solución
X = 30 * 100 = 37,5 %p/v
80

17. Porcentaje en volumen (% v/v)
 Indica el volumen de soluto, en mL,
presente en 100 mL de solución.
X mL soluto → 100mL solución
%v/v= volumen de soluto x 100
volumen total de la solución

18. Ejemplo
 Calcular la concentración en volumen de una
solución alcohólica, que contiene 15 mL de
alcohol disueltos en 65 mL de solución.
15 mL alcohol → 65 mL solución
X mL alcohol → 100mL solución
X = 15 * 100 = 23 %v/v
65

19. Concentración común (g/L)
 Indica la masa de soluto en gramos,
presente en un litro de solución (recordar
que 1 L = 1000 mL, por lo que es lo
mismo decir mg/mL).
Xg soluto → 1 L o 1000 mL solución

20. Ejemplo
 Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80
mL de solución. Calcular su concentración en
gramos por litro.
10g KCl → 80 mL solución
Xg KCl → 1000 mL solución
X = 10 * 1000 = 125 g/L
80

21. Partes por millón (ppm)
 Se define como los miligramos de soluto
disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución.
Nota 1g = 1000 mg
X mg soluto → 1000 mL solución

22. Ejemplo
 Calcular la concentración en ppm de una solución
que contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 mL de
solución.
En primer lugar se debe transformar los gramos a
miligramos, según la relación de arriba.
1 g → 1000 mg
0,85 g → X mg
X = 850 mg
Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar
la regla de tres:
850 mg KNO3 → 670 mL solución
X mg KNO3 → 1000 mL solución
X = 1268,65 ppm

23. CONCENTRACIÓN EN UNIDADES
QUÍMICAS
 Molaridad (M): Indica el número de
moles de soluto disuelto hasta formar
un litro de solución.
X moL → 1L o 1000 mL solución
M = mol de soluto
V (L) solución

24. Ejemplo
 Calcular la concentración molar de una
solución disolviendo 7,2 moles de HCl en
7 litros de solución.
M = 7,2 moles KCl
7 L
M = 1,02 moL/L
7,2 moL → 7 L
X moL → 1L
X= 1,02 moL
Solución 1 Solución 2

25. Analizando
 Como n = m (g)
MM (g/moL)
M = mol de soluto Reemplazando se tiene que
V (L) solución
M = m(g)
MM(g/moL) x V (L) solución

26. Ejemplo
 Calcular la concentración molar de una
solución de HCl que contiene 73 g en 500
mL de solución (Masa molar=36,5 g/moL).
M = masa (g)
PM * V (L)
M = 73 (g ) = 4 M
36,5 (g/mol) * 0,5 (L)

27. Molaridad en función del porcentaje masa en
masa:
 Esto quiere decir que algunas veces
podremos calcular la molaridad sólo
conociendo el porcentaje masa en masa
de la solución, mediante la siguiente
relación:
M = % m/m x densidad solución (δ) x 10
Masa molar soluto

28. Ejemplo
 Calcular la molaridad del NaOH sabiendo
que la densidad de la solución es 0,9
g/mL y el porcentaje en masa del NaOH
en la solución es 20 % m/m. La masa
molar del NaOH es 40 g/moL.
M = 20 x 0,9 x 10
40
M = 4,5 moL/L

29. CONCENTRACIÓN EN UNIDADES
QUÍMICAS
 Normalidad (N): Indica el número de
equivalentes de soluto en un volumen
de un litro de solución.
X eq → 1L o 1000 mL solución
N =Número de equivalentes de soluto
V (L) solución

30.  El equivalente-gramo de un ácido es igual a su peso
molecular dividido por la basicidad del ácido, es decir, por
el número de los átomos de hidrógeno contenidos en su
molécula y capaces de ser sustituidos por un metal;
El peso molecular del H3PO4 es igual a 98,00 uma, y su
equivalente 98g/mol = 32,67g/mol
3
 El equivalente-gramo de una base es igual a su peso
molecular dividido por la valencia del metal o del número
de los grupos hidroxilos contenidos en la molécula de la
base;
El peso molecular del Ca(OH)2 es igual a 74,09 uma, y su
equivalente 74,09g/mol = 37,05 g/mol
2
 El equivalente-gramo de una sal resulta de dividir la
masa de un mol por el número de cargas positivas (o el de
cargas negativas) que el compuesto libere al ionizarse;
El peso molecular del Al2(SO4)3 es igual a 342,14 uma, y su
equivalente 342,14g/mol = 57,02 g/mol
3 x 2

31. Ejemplo
 ¿Cuál es la normalidad de una solución que
contiene 40g de ácido sulfúrico en 600 ml de
solución?
Masa Eq= 98 = 49 g/Eq
2
49g H2SO4 ---------- 1 Eq
40g H2SO4 ---------- x=0,82 Eq
N= 0,82 Eq= 1,37 N
0,6 L

32. CONCENTRACIÓN EN UNIDADES
QUÍMICAS
 Molalidad (m): Indica el número de
moles de soluto por kilogramo de
disolvente.
X moles → 1Kg o 1000 g disolvente
m =moles de soluto
Kg de disolvente

33. Ejemplo
 Una solución de ácido clorhídrico contiene 36% en masa de
ácido clorhídrico. Calcular la molalidad de ácido clorhídrico
en la solución.
Que la solución sea del 36% implica que contiene 36g de HCl
en 100g de solución.
Masa de solución=masa de soluto + masa de disolvente
Masa de disolvente=masa de solución – masa de soluto
Masa de disolvente=100 – 36 = 64g

34. 36,5g de HCl------- 1 mol
36g de HCl --------- x=0,99 moles de HCl
64g de disolvente-------0,99 moles
1000g de disolvente----x= 15 molal
m=0,99 moles = 15 molal
0,064Kg

35. CONCENTRACIÓN EN UNIDADES
QUÍMICAS
 Fracción molar (X): permite expresar
la concentración en función de cada
uno de los componentes de la solución,
ya que relaciona el n° de moles de cada
uno de los componentes y el n° total de
moles de todas las sustancias
presentes en la solución.
X =moles de un componente
moles totales

36. Ejemplo
 Una solución gaseosa contiene 2g de helio
y 4g de oxígeno. ¿cuáles son las
fracciones molares de helio y oxígeno en
la solución?
n He= m =2 = 0,5 moles de helio
Mol 4
n O2= m = 4 = 0,125 moles de oxígeno
Mol 32

37. n totales = 0,5 + 0,125 = 0,625
Xhe = 0,5 = 0,8
0,625
Xo2 = 0,125 = 0,2
0,625

38. Solubilidad
 Se define solubilidad como la máxima cantidad
de un soluto que puede disolverse en una
determinada cantidad de solvente a una
temperatura dada. La solubilidad depende de la
temperatura, presión y naturaleza del soluto y
solvente.
 La solubilidad puede expresarse en:
gramos de soluto , gramos de soluto, moles de
soluto
Litro de solvente 100g de solvente litro de
solución

39. Dilución
 Procedimiento por el cual se disminuye la
concentración de una solución por adición
de mayor cantidad de solvente.
 Al agregar más solvente, se está
aumentando la cantidad de solución pero
la cantidad de soluto se mantiene
constante
C1 x V1 = C2 x V2

40. Ejemplo
 ¿Qué volumen de HCl 18 M se necesitan
para preparar 6 litros de solución 5 M?
C1 x V1 = C2 x V2
5M 6L 18M X
X = 5 x 6
18
X = 1,67 M

41. Clasificación de las soluciones
 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 diluida (insaturada): Es aquella donde la
masa de soluto disuelta con respecto a la de la solución
saturada es más pequeña para la misma temperatura y
masa de solvente.
 Solución concentrada: Es aquella donde la cantidad
de soluto disuelta es próxima a la determinada por la
solubilidad a la misma temperatura.
 Solución Sobresaturada: Es aquella que contiene
una mayor cantidad de soluto que una solución
saturada a temperatura determinada. Esta propiedad la
convierte en inestable.
1. De acuerdo a la cantidad de soluto

42. 2. De acuerdo a la conductividad
eléctrica
 Electrolíticas: Se llaman también soluciones
iónicas y presentan una apreciable conductividad
eléctrica.
Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos y bases,
sales.
 No electrolíticas: Su conductividad es
prácticamente nula; no forma iones y el soluto se
disgrega hasta el estado molecular.
Ejemplo: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina.

43. Factores a influyen en la Solubilidad
 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

44. Efecto de la temperatura
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

45. Curvas de solubilidad

46. Efecto 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.

47. Efecto de la presión
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.