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DISOLUCIÓN
Universidad Publica de El Alto
Ing. Juan Carlos Berríos

QUE ES UNA DISOLUCIÓN
• Son mezclas homogenizas de dos mas sustancias que intervienen en
proporciones variables .
SOLUTO DISOVENTE DISOLUCION
Solidos, líquidos o
gas
Agua , alcohol ,
formol etc

TERMINOLOGÍA : SOLUBILIDAD
• Soluble: el azúcar , sal, es soluble en agua si solo si es moderado, ligero o
poco
• Insoluble: es una sustancia que no se disuelve en el disolvente
• Miscible: si dos líquidos se disuelven en el uno y en el otro agua y alcohol
• Inmiscible: si dos líquidos no se disuelven en el uno y en e otro agua y
aceite
• Diluida: contiene una cantidad relativamente pequeña del soluto
soluciones al 1% 5%
• Concentrada: contiene una cantidad relativamente grande del soluto
hidróxido de calcio hidróxido de potasio soluciones al 50% 60%

FACTORES QUE AFECTAN LA
SOLUBILIDAD
FACTORES
TEMPERATURA
CARACTERISTICAS DE SOLUTO Y
DISOLVENTE
Es inversamente proporcional a la
temperatura que quiere decir cuando
esta frio se disuelve mas rápido cuando
esta caliente se disuelve menos
En los compuestos iónicos es inversamente
proporcional a medida que aumenta la
temperatura aumenta la solubilidad pero
algunos son inversamente proporcional como es
el caso sulfato de calcio mientras mas frio esta
mas rápido se disuelve, pero si se calienta se
disuelve menos
La presión no afecta la solubilidad de
líquidos y solidos pero si la de los gases

CONCENTRACIÓN O SATURACIÓN
Porcentaje peso a peso
 Se utiliza %(p/p)
 Se utiliza en reactivos
comerciales
 Las unidades de masa deben
ser las mismas en ambas
partes de la ec.
%
𝑝
𝑝
=
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
𝑥100
Porcentaje peso a volumen
 Se utiliza %(p/v)
 Usualmente se usa en soluciones
preparadas en laboratorio
 Las unidades de masa deben ser
las misma en magnitudes g/ml;
kg/L etc.
%
𝑝
𝑣
=
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
𝑥100
Porcentaje Volumen a volumen
 Se utiliza %(v/v)
 Usualmente se usa en reactivos
comerciales donde la sustancia es
líquidos
 las mismas unidades en ambas
partes de la ec.
%
𝑣
𝑣
=
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑥100
Ejemplo
Nos dicen que en una botella de vino hay 13% de etanol
calcule el volumen de etanol en la botella de vino de
750 ml.
13%
𝑣
𝑣
=
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙
𝑥100
V𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 (𝑚𝑙) =
13𝑥750 𝑚𝑙
100
=97,5% de etanol
13%---------100%
x-----------750ml
X=97,5% de
etanol

CONCENTRACIÓN : MORALIDAD
• La Moralidad
• Se refiere a la concentración de una especie molecular o ion.
• 𝑀 =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑒𝑛 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
•𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑎𝑙𝑎𝑟

ESCALA pH
El pH de la sangre
humano es
ligeramente alcalina
de 7,35 a 7,45.
La cerveza pH
fluctúa entre 3.9 y
4.4.
El pan
aproximadamente
4,8 -5,6

EJEMPLO DE MORALIDAD
• Sean disuelto 196 gr de acido
sulfúrico en 500 ml de solución
¡cual es la moralidad de la
solución!
• Formula del acido sulfúrico
• 𝐻2𝑆𝑂4
• Calculamos el peso molecular
• H: 2x1=2
• S: 32x1=32
• O: 16x4=64
• 98g/mol
Calculamos los moles del 𝐻2𝑆𝑂4
Moles 𝐻2𝑆𝑂4=gr/PM
Moles 𝐻2𝑆𝑂4=196gr/98gr/mol
Moles 𝐻2𝑆𝑂4=2 moles
Calculamos litros de solución
500𝑚𝑙 ∗
1 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜
1000𝑚𝑙
= 0,5𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
Aplicamos la formula de moralidad
𝑀 =
2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
0,5 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
= 4 𝑚𝑜𝑙/𝐿= 4 M

CONCENTRACIÓN: LA NORMALIDAD
• Es el número de equivalentes-gramo de soluto contenidos en 1 litro de
disolución.
• Formula : 𝑁 =
𝑛° 𝐸𝑞−𝑔(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑉 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑒𝑛 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
=
𝑚𝑎𝑠𝑎(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑃𝑒𝑞−𝑔(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
=
𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑃𝑀
𝑛° 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑠 −𝑡𝑟𝑎𝑛𝑠𝑓𝑖𝑒𝑟𝑒
• ácidos
• 𝐻𝐶𝐿 −→ 𝐻+
+ 𝐶𝐿−
𝑛° 𝑒−
𝑡𝑟𝑎𝑛𝑓 = 1
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
• 𝑃𝑒𝑞 − 𝑔𝐻𝐶𝐿 =
𝑃𝑀𝐻𝐶𝐿
=
36,5
𝑔
𝑚𝑜𝑙
1
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
= 36,5𝑔/𝑒𝑞
• 𝐻3𝑃𝑂4 −→ 3𝐻+
+ 𝑃𝑂4
−3
𝑛° 𝑒−
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
• 𝑃𝑒𝑞 − 𝑔𝐻3𝑃𝑂4 =
𝑃𝑀𝐻3𝑃𝑂4
=
98
𝑔
𝑚𝑜𝑙
3
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
= 32,67𝑔/𝑒𝑞

CONCENTRACIÓN: LA NORMALIDAD
• Es el número de equivalentes-gramo de soluto contenidos en 1 litro de disolución.
• Formula : 𝑁 =
𝑛° 𝐸𝑞−𝑔(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
=
=
𝑃𝑀
• 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2−→ 𝑀𝑔+2
+ 2𝑂𝐻−
𝑛° 𝑒−
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
• 𝑃𝑒𝑞 − 𝑔𝑀𝑔(𝑂𝐻)2=
𝑃𝑀𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
=
59
𝑔
𝑚𝑜𝑙
2
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
= 29,5𝑔/𝑒𝑞
• 𝐹𝑒2𝑂3 −→ 2𝐹𝑒+3
+ 3𝑂−2
𝑛° 𝑒−
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
• 𝐶 𝑂2 −→ 𝐶2 + 2𝑂−2
𝑛° 𝑒−𝑡𝑟𝑎𝑛𝑓 = 4
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
• Al𝐶𝑙3 −→ 𝐴𝑙+3
+ 3𝐶𝑙−1
𝑛° 𝑒−
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
• 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 −→ 3𝐶𝑎+2
+ 2(𝑃𝑂4
−3
n° 𝑒−
𝑒𝑞
𝑚𝑜𝑙
Pe: es la masa de una sustancia por cada mol de electrón que se transfiere.
Dicho de otra forma
Se deposita o se libera cuando circula 1 mol de electrón
Sustituye o reacciona con un mol de ion de hidrogeno en una reacción acido
base
Sustituye o reacciona con un mol de electrones en una reacción redox

EJEMPLO DE NORMALIDAD
• Se preparan 500 ml de una solución con 2 g de fosfato de
calcio 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2 determinar su concentration normal
• 𝑃𝑒𝑞−𝑔𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2
= 51,7
𝑔
𝑒𝑞
500𝑚𝑙 ∗
1𝑙
1000𝑚𝑙
= 0,5 𝐿
• 𝑁 =
• 𝑁 =
𝑃𝑒𝑞−𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑥𝑉 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑒𝑛 𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
• 𝑁 =
2 𝑔
51,7
𝑔
𝑒𝑞
𝑥 0,5 𝐿
= 0,077
𝑒𝑞
𝐿
=0,077N

CONCENTRACIÓN : MOLALIDAD
• Es el número de moles de soluto contenidos en cada kilogramo de
disolvente. Se simboliza con la letra m.
• Su formula: 𝑚 =
𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑒𝑛 𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
=
𝑛°(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑚(𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙)
=
𝑚(𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜)
𝑃𝑀
• Determinar la concentración molal de una solución preparada con 5
gramos de sal común, en dos litros de agua .
• 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =
𝑚 𝑁𝑎𝐶𝐿
𝑃𝑀
=
5 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝐿
58,5
𝑔
𝑚𝑜𝑙
= 0,0854 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎CL
• Densidad del agua es 1
𝑘𝑔
𝐿
𝑥
2 𝐿
1
= 2 𝑘𝑔
• =
0,08554 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁𝑎𝐶𝐿
2 𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
= 0,043
𝑚𝑜𝑙
𝑘𝑔
= 0,043 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙

FRACCIÓN MOLAR
• Es el número de moles de soluto dividido por el número total de moles. Aunque también
se suele hablar de fracción molar de disolvente en una disolución.
• Formula: 𝑋𝑠 =
𝑛° 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
=
𝒏°𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐+𝒏° 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆
• Ejemplo
• Averiguar la fracción molar de agua y glicerina (𝐶𝐻2𝑂𝐻 − 𝐶𝐻𝑂𝐻 − 𝐶𝐻2𝑂𝐻) en una
disolución que contiene 72 g de agua y 92 g de glicerina.
• Calculamos moles=m(soluto)/PM
•
• PM agua = 18 g/mol moles agua =72 g/18 g/mol=4 moles H2O
• PM glicerina =92 g/mol moles glicerina =92 g/92 g/mol= 1 mol glicerina
•
• 𝑋𝑠 =
𝑛° 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
=
1 𝑚𝑜𝑙 𝑔𝑙𝑖𝑐𝑒𝑟𝑖𝑛𝑎
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒆𝒓𝒊𝒏𝒂 +𝟒𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟎, 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂
•
• 𝑋𝑠 =
𝑛° 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
=
4 𝑚𝑜𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎
𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂 +𝟏𝒎𝒐𝒍 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒆𝒓𝒊𝒏𝒂
= 𝟎, 𝟖 𝒎𝒐𝒍 𝒈𝒍𝒊𝒄𝒆𝒓𝒊𝒏𝒂
•
• La fracción molar va ser = 0,2+0,8=1 eso es la fracción molar
•

PMM
• Es una expresión de la concentración y significa el número de partes por millón. Se utiliza para
concentraciones muy pequeñas.
• EJEMPLO: Si en una disolución acuosa hay 2 ppm de Ag+, esto significa que 1.000.000 g de
disolución contienen 2 g de Ag +, es decir, 2 g por tonelada de disolución.
• Siempre que haya que pasar de una relación soluto-disolvente en masa-masa a otra en
masa volumen o viceversa, es necesario conocer la densidad de la disolución para poder
pasar de una expresión de la concentración a otra. La densidad es la masa de disolución
contenida en la unidad de volumen de disolución. Se representa por la letra griega 𝜌.
• Las unidades de concentración referidas a volumen dependen de la temperatura, dado
que aquél varía al cambiar ésta. No ocurre lo mismo con la molalidad o fracción molar.
• Ejemplo: Hallar en ppm la concentración de aluminio en una muestra, si su riqueza en
aluminio es del 0,0010%.
• 100% −−−−→ 1000000 𝑝𝑝𝑚
• 0,0010%Al---------x Al
• xAl=1000000 gx0,0010%/100%= 10 ppm

PROPIEDADES COLIGATIVAS
• Cuando se añade un soluto a un disolvente, algunas propiedades de
éste quedan modificadas, tanto más cuanto mayor es la
concentración de la disolución resultante. Estas propiedades (presión
de vapor, punto de congelación, punto de ebullición y presión
osmótica) se denomina coligativas por depender únicamente de la
concentración de soluto; no dependen de la naturaleza o del
tamaño de las moléculas disueltas.
• Las leyes siguientes se refieren a disoluciones diluidas de no
electrólitos, esto es, sustancias que no se disocian cuando se
disuelven. En la disolución de un electrólito, debido a su disociación
en aniones y cationes, hay más partículas por mol de sustancia
disuelta que lo que indica la molalidad de la disolución; y por ello, se
observan propiedades coligativas anormales. Las propiedades
coligativas permiten determinar masas moleculares.

Calcular la temperatura de ebullición y
congelación de una solución acuosa de
0,043 de molal en solución de cloruro de
sodio ;
DATOS SOLUCION ACUASA H2O
Ke=0,512 Kc=1,86 Pe=100°C Pc=0°C
M=0,043
∆Te=Ke*m
∆Te=(0,512)*(0,043)
∆Te=0,022 °C 0,01
M=0,043
Te=Pe+∆Te
Te=100+0,022
Te=100,022°C 100,01 °C
M=0,043
∆Tc=Kc*m
∆Tc=(1,86)*(0,043)
∆Tc=0,080°C
Tc=Pc+∆Tc
Tc=0+0,080
Tc=0,080°C
𝐾𝐸 =
𝑅
100
0,0
M=

PRESION DE VAPOR
• Cuando un líquido puro está en equilibrio, con su vapor a una temperatura
determinada, se denomina presión de vapor a la presión ejercida por el
vapor en equilibrio con su líquido.
• A una determinada temperatura, la presión de vapor de una disolución de
un soluto no volátil es menor que la del disolvente puro (Fig. 4.1). La ley de
Raoult expresa la dependencia de esta variación con la concentración. Su
expresión matemática es:
𝑃𝑜 − 𝑃𝑑 = 𝑋𝑠 ∗ 𝑃𝑜
Donde :
Pd=presión del vapor de disolución
Po=presión de vapor del disolvente puro
Xs = fracción molar del soluto
Otra expresión
𝑃𝑑 = 𝑃𝑜 ∗ 𝑋𝑑
Donde :
Xd= fracción molar del disolvente

• La ley de Raoult (soluto volátil y
disolvente volátil)
• Soluciones binarias y multicomponentes
• “la presión de vapor de cada
componente en una mezcla homogénea
(solución) es igual a su fracción molar
multiplicada por la presión de vapor del
componente cuando esta puro y a la
misma temperatura que ha solución”
• Ley de Raoult (soluto no volátil y
disolvente volátil)
• Solución binaria
• “la presión de vapor del solvente en una
solución es igual a la fracción molar
multiplicada por la presión del solvente
puro y a la misma temperatura que la
solución”
𝑃 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑋 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 ∗ 𝑃𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑋 𝑑 ∗ 𝑃𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 (𝑑)
Ejemplo : ley de raoult
A 50°C la presión de vapor del
benceno es de 0,366 atm y la
presión de vapor del tolueno es de
0,122 atm. Si se obtiene una
solución a partir de 0,64 moles de
benceno y de 0,54 moles de
tolueno, calcular
a) Las presiones de vapor de
benceno y de tolueno en
solución
b) La presión total de solución

CONTINUANDO EL EJEMPLO
• Solución:
• Soluto(tolueno)
• Disolvente(benceno)
• Psto=Xsto*P°sto
• Pd=Xd*P°d
• Datos
• A 50°C
• Psto=0,122 atm
• Pd=0,366 atm
Fraccion molar
𝑋𝑠 =
𝑛° 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙
𝑋𝑠to =
𝑛° 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
𝑋d =
𝑛°(d)
𝑛° 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
n° solución=n°Sto + n°d
n° solución=0,54sto+0,64dis
solucion=1,18 moles de sol
𝑋𝑠to =
0,54mol sto
1,18 𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑜𝑙
= 0,4576
𝑋d =
0,64 mol dis
1,18 𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑜𝑙
= 0,5424
Ley de raoult
Psto=Xsto*P°sto
Psto=(0,4576)*(0,122 atm)=0,0558 atm
Pd=(0,5424)*(0,366 atm)=0,1985 atm
b) P= Psto + P dis
Ptotal= (0,0558sto )+ 0,1985dis=0,2543
atm

ASCENSO EBULLOSCOPICO
• Se llama ascenso ebulloscópico al aumento de la temperatura de ebullición de un
disolvente cuando se le añade un soluto. Esta variación depende de la naturaleza del
disolvente y de la concentración de soluto. El ascenso ebulloscópico viene dado por
la expresión
• ∆𝑇𝑒𝑏 = 𝑇𝑒𝑏 − 𝑇°𝑒𝑏 = 𝐾𝑒𝑏 ∗ 𝑚
• donde 𝑇𝑒𝑏 es la temperatura de ebullición de la disolución; 𝑇°𝑒𝑏 la temperatura de
ebullición del disolvente puro; 𝐾𝑒𝑏 es la constante ebulloscópica molal del
disolvente; y m la molalidad de la disolución. 𝐾𝑒𝑏. viene dado por la expresión

EJEMPLO DE AUMENTO DE
EBULLICIÓN
Calcular el punto de ebullición de una solución de 500 gr de anticongelante etinglicol 𝐶2𝐻6𝑂2
en 800 gr de agua (𝐾𝑒𝑏=0,52 °C/m)
∆𝑇𝑒𝑏 = 𝑇𝑒𝑏 − 𝑇°𝑒𝑏 = 𝐾𝑒𝑏 ∗ 𝑚
Calculamos la molalidad
𝑚 =
=
8,0645 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠)
0,8
= 10,080 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 /𝑘𝑔=10,080 m
moles=
𝑚𝑎𝑠𝑎)
𝑃𝑀)
=
500 𝑔
(12∗2+6∗1+16∗2))
= 8, 0645𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
∆𝑇𝑒𝑏 = 𝐾𝑒𝑏 ∗ 𝑚
∆𝑇𝑒𝑏 = 0,52 ∗ 10,080 = 5,2419°𝐶
5,2419°𝐶 = 𝑇𝑒𝑏 − 100°𝐶
𝑇𝑒𝑏=105,2419°C disolucion

DESCENSO CRIOSCOPICO
• Se llama descenso crioscópico, M" a la disminución de la temperatura de fusión ( o
de congelación) de un disolvente cuando se le añade un soluto. Esta variación
depende de la naturaleza del disolvente y de la concentración de soluto. El descenso
crioscópico viene dado por la expresión

EJEMPLO
• Calcula el punto de ebullición y de congelación de una solución de {K2SO4} que se
preparó disolviendo 0.87 g de soluto en 500 g de agua.
• Datos K=39; S=32 ; O=16 ∆𝑇𝑒𝑏 = 𝑇𝑒𝑏 − 𝑇°𝑒𝑏 = 𝐾𝑒𝑏 ∗ 𝑚
𝑚 =
=
0,005 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠)
0,5
= 0,01 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 /𝑘𝑔
moles=
𝑚𝑎𝑠𝑎)
𝑃𝑀)
=
0,87 𝑔
174 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0,005 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
∆𝑇𝑒𝑏 = 0,285 ∗ 0,01 = 0,00285
0,00285 = 𝑇𝑒𝑏 − 100 …… 𝑇𝑒𝑏=100,00285 °C
∆𝑇𝑐 = 𝐾𝑐 ∗ 𝑚 ∆𝑇𝑐 = 1,86°
𝐶
𝑚𝑜𝑙
𝑘𝑔
∗ 0,01𝑚𝑜𝑙 = 0,0186 °
𝐶
∆𝑇𝑐 = 𝑇𝑐 − 𝑇°𝑐 0,0186 = 𝑇𝑐 − 0 𝑇𝑐 = −0,0186 °𝐶
𝐾𝐸 =
𝑅𝑡𝑒
2
1000𝑥𝑙𝑒
0,082𝑥(100+273)𝑒
2
1000𝑥40𝑘𝑐𝑎𝑙
=
0,285 °C/mol/kg

PRESION OSMOTICA
• Cuando se separan una disolución y su disolvente puro por medio de una
membrana semipermeable (membrana que deja pasar el disolvente pero
no el soluto) el disolvente pasa más rápidamente a la disolución que en
sentido contrario. Esto es lo que se entiende por ósmosis. La presión
osmótica, re, viene dada por la diferencia entre los niveles de disolución y
de disolvente puro. Su expresión viene dada por la ecuación de Van't Hoff:

EJEMPLO
• Calcular la presión osmótica de una disolución que contiene 12 g de
sacarosa (C12H22O11 en 50 ml de disolución a 20 °C )
• Datos C:12*12=144 H:1*11=11 O:16*11=176
• PM=342g/mol moles=
12 𝑔𝑟C12H22O11
342 𝑔𝑟/𝑚𝑜𝑙
= 0,035 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
• T=20+273=293 °K
• 12 gr C12H22O11
V=50 ml =0,05 Litros
𝜋 =
𝑛𝑅𝑇
𝑉
=
0,035 𝑚𝑜𝑙 (0,082 𝑎𝑡𝑚.
𝐿
𝑚𝑜𝑙
. 𝐾)(293°𝐾)
0,05 𝐿
= 16,82 𝑎𝑡𝑚

DISOLUCIONES DE GASES EN
LIQUIDOS: LEY DE HENRY
• la concentración de un gas ligeramente soluble en un líquido es
directamente proporcional a la presión parcial del gas. A temperatura
constante.
Gas
Agua

EJEMPLO
• Ley Henry disoluciones de gases en liquido
• La constante de la ley de Henry para el oxigeno es 1,76x10-6 molal/mmHg
cuando se disuelve en agua a 25 °C cual es la concentración de oxigeno
en el agua a 25 °C cuando la presión parcial de este gas es de 150 mmHg
• Datos
• Ko=1,76x10-6 molal/mmHg T=25°C
• mo=
• Po=150 mmHg
• 𝑚𝑜 =ko*Po = 1,76x10-6 molal/mmHg * 150 mmHg =0,000264 molal oxigeno
Oxigeno
Agua

EJERCICIO DE PRACTICA
• Hallar la molalidad de una disolución que contiene 34,2 g de azúcar
(C12H22O11 ), disueltos en 250 g de agua.
• 2.- Se tiene una solución de urea al 20% m/m a 20°C (presión de vapor de
agua: 17,5 mmHg; MM urea: 60 gr/mol) con estos datos calcular los cambios
de precisión de vapor, punto de ebullición y congelación
• Datos:

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