Este documento describe las características básicas de las soluciones químicas. Define una solución como una mezcla homogénea de dos o más sustancias que se mezclan sin reacción química. Explica los conceptos clave de soluto, solvente, concentración y factores que afectan la solubilidad. También cubre propiedades coligativas como punto de congelación, ebullición y presión osmótica.

1. Soluciones o Disoluciones
Químicas

2. 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

3. 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.

4. 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.

5. 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.

6. 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

7. 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

8. 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

9. Ejemplo
 Una solución salina contiene 30 g 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

10. Porcentaje en volumen (% v/v)
 Indica el volumen de soluto, en ml, presente
en 100 ml de solución.
X ml soluto → 100 ml solución

11. 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 → 100 ml solución
X = 15 * 100 = 23 %v/v
65

12. 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

13. Ejemplo
 Una solución de KCl contiene 10 g de sal en 80 ml
de solución. Calcular su concentración en gramos
por litro.
10 g KCl → 80 ml solución
Xg KCl → 1000 ml solución
X = 10 * 1000 = 125 g/l
80

14. Normalidad (N)
 Se define como el numero de equivalente
gramo de soluto por litro de solución.
X Eq g soluto → 1000 ml solución

15. Ejemplo
 Se tienen 5 gramos de AlF3 en 250 ml de solución, cuál
será la Normalidad?
Pm= 27 + 19*3=84 g/mol
Peso equivalente= 84/3 = 28 g/mol
28g → 1 Eq
5 g → X Eq
X = 0,178 Eq
0,178 Eq AlF3 → 250 ml solución
X Eq AlF3 → 1000 ml solución
X = 0,712 Eq

16. 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

17. Ejemplo
 Calcular la concentración molar de una
solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7
litros de solución.
M = 7,2 moles HCl
7 l
M = 1,02 mol/l
7,2 mol → 7 l
X mol → 1l
X= 1,02 mol
Solución 1 Solución 2

18. 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)

19. 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

20. 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

21. 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

22. 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

23. 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 l

24. 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.
1. De acuerdo a la cantidad de soluto

25. Clasificación de las soluciones
 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.

26. 2. De acuerdo a la conductividad
eléctrica
 Eectrolíticas: 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.

27. Factores a influyen en la Solubilidad
 Los solutos polares 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

28. 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

29. Curvas de solubilidad

30. 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.

31. 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.

32. Propiedades de las soluciones
 Propiedades coligativas:
Presión de vapor
Punto de congelación
Presión osmótica
punto de ebullición
 Propiedades no coligativas:
Propiedades aditivas: masa de un sistema
Propiedades constitutivas: momento dipolar,
índice de refracción, poder rotativo

33.  Las moléculas de la fase gaseosa que
chocan contra la fase líquida ejercen una
fuerza contra la superficie del líquido,
fuerza que se denomina PRESIÓN DE
VAPOR, que se define como la presión
ejercida por un vapor puro sobre su fase
líquida cuando ambos se encuentran en
equilibrio dinámico.

34. Punto de congelación
 EL PUNTO DE CONGELACIÓN de un líquido corresponde a la
temperatura en la cual las moléculas de un compuesto pasan del
estado líquido al estado sólido.
.

35. Punto de ebullición
 El punto de ebullición se define como: la temperatura a la cual la
presión vapor iguala a la presión externa o atmosférica.