Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias donde el soluto se dispersa molecularmente en el solvente. Las unidades comunes para expresar la concentración de una solución incluyen el porcentaje peso/peso, el porcentaje peso/volumen y el porcentaje volumen/volumen.

2.  Una mezcla contiene dos o más sustancias
combinadas de tal forma que cada una
conserva su identidad química.
Las mezclas homogéneas o uniformes son
aquellas en las que la composición es la
misma en toda la muestra. La mezcla
homogénea también se denomina
disolución, que consiste en un
disolvente, normalmente la sustancia
presente en mayor cantidad, y uno o más
solutos.

3.  Normalmente el disolvente es un líquido, mientras que el soluto puede
ser sólido, líquido o gas. La soda es una disolución formada por dióxido
de carbono (soluto) y agua (disolvente). El agua de mar es una
disolución más compleja, formada por varios solutos sólidos, incluyendo
el cloruro de sodio y otras sales, en agua, que es el disolvente. También
es posible conseguir disoluciones en estado sólido. El latón es una
disolución sólida que contiene dos metales, cobre (67%-90%) y zinc
(10%-33%).
Se pueden emplear varios métodos para separar los componentes de
una mezcla homogénea. Algunos de ellos son:
- Evaporación: que se utiliza para separar mezclas homogéneas sólido-
líquido. El líquido se evapora, quedando un residuo sólido en el matraz.
Este líquido se recupera condensando el vapor. La evaporación puede
utilizarse para separar los componentes de una disolución acuosa de
sulfato de cobre.
- Destilación: se utiliza para separar mezclas homogéneas líquido-
líquido, cuando ambos tienen distinta temperatura de ebullición. Al ir
calentando la mezcla los vapores desprendidos serán más ricos en el
componente más volátil y pueden ser recogidos por un serpentín de
refrigeración donde se condensan de nuevo a líquido. Se puede así
separar el alcohol del vino.

4.  Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente
homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo
tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los
constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase
(sólida, líquida o gas) bien definida.
 Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.
 Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte
de ella su composición es constante.
Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las mezclas homogéneas
que se encuentran en fase líquida. Es decir, las mezclas homogéneas que se
presentan en fase sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se
hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones.
 Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también se consideran como
soluciones.
 Las soluciones son distintas de los coloides y de las suspensiones en que las partículas
del soluto son de tamaño molecular y están dispersas uniformemente entre las
moléculas del solvente.
 Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua
 Características de las soluciones (o disoluciones):
 I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como
decantación, filtración, centrifugación, etc.
 II) Sus componentes sólo pueden separase por
destilación, cristalización, cromatografía.
 III) Los componentes de una solución son soluto y solvente.

5.  la proporción entre soluto y solvente se llama concentración y se
expresa en términos de concentrado y diluido.
 existen unidades físicas y químicas de concentración de una solución
 son unidades físicas de concentración de una solución:
 el tanto por ciento peso a peso = tanto por ciento peso a peso (%p/p)
 el tanto por ciento peso volumen= tanto por ciento peso volumen
(%p/v).
 unidades químicas de concentración de una solución:
 -la molaridad (m)
 -la normalidad (n)
 unidades físicas de concentración de una solución
 el tanto por ciento peso a peso expresa el nº de gramos de soluto que
hay contenidos en 100 gramos de solución.
 por ejemplo si una solución es 10% peso a peso (p/p) significa que 10
gramos de soluto están disueltos en 100 gramos de solución.

6.  soluto es aquel componente que se encuentra en
menor cantidad y es el que se disuelve. El soluto
puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las
bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono se
utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se
puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos
(agua).
 solvente es aquel componente que se encuentra
en mayor cantidad y es el medio que disuelve al
soluto. El solvente es aquella fase en que se
encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser
un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el
agua.

7.  Las unidades físicas de concentración están
expresadas en función del peso y
del volumen, en forma porcentual, y son las
siguientes:
 a) Tanto por ciento peso/peso %P/P =
(cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos
de solución)
 b) Tanto por ciento volumen/volumen %V/V =
(cantidad de cc de soluto) / (100 cc de
solución)
 c) Tanto por ciento peso/volumen %
P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de
solución)

8.  El volumen es una propiedad de los materiales que
utilizamos todos los días; cuando compras un
refresco, un jugo o un yogurt, verás que su contenido
siempre está expresado en unidades de volumen.
 El volumen es una magnitud definida como el
espacio ocupado por un cuerpo y, como tal, tiene
una amplia aplicación en Química.
 La unidad fundamental del volumen en el Sistema
Internacional (S.I.) es el metro cúbico (m3) que
equivale a mil litros (1000 L). En química no se utilizan
estas cantidades tan grandes, las unidades más
utilizadas en el laboratorio son el litro (L) y el mililitro
(ml).

10.  Masa es la cantidad de material que
tiene un objeto. La masa permanece
siendo la misma, sin importar la cantidad
de fuerza que se le imponga. Esto hace
que masa sea diferente a peso, pues el
peso depende tanto de la cantidad de
masa como de gravedad. Esto significa
que, aunque un elefante pese menos en
la Luna, su masa continúa siendo la
misma

12.  DENSIDAD: Es la cantidad de masa por
unidad de volumen, en términos
generales. En química para los sólidos y
líquidos es la masa en gramos de cada
mililitro de una sustancia y para los gases
es la masa en gramos por cada litro de
gas, es decir, la densidad es la relación
entre la masa y el volumen de una
sustancia.
 d = m/v

14.  a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el
peso de soluto por cada 100 unidades de peso
de la solución.

 b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se
refiere al volumen de soluto por cada 100
unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica
el número de gramos de soluto que hay en
cada 100 ml de solución.

15.  P/P hace referencia al porcentaje peso de soluto/peso de una
solución. Es una de las maneras más importantes de expresar la
concentración de las soluciones.
% P/P = 100 * [masa de soluto (g)/ masa de solución (g)]
Se define como la masa de soluto en 100 g de solución (es lo
mismo que % m/m).
Para esta solución debe medirse la masa de soluto y llevar un
peso de solución. La totalidad de la solución es la suma aditiva
del peso de soluto y el peso del solvente.
Ejemplo
al disolver 60 g de un soluto X en 90 g de agua, la solución
tendría una concentración igual a 40% p/p. Esto quiere decir
que hay 40 g de soluto por cada 100 de solución.
(60[g] / (90 + 60)[g]) * 100

16.  ¿Que es el porcentaje peso a peso a volumen?
 Peso peso : hace referencia al porcentaje peso
de soluto/peso de una solución. Es una de las
maneras más importantes de expresar la
concentración de las soluciones.
% P/P = 100 * [masa de soluto (g)/ masa de
solución (g)]
Para esta solución debe medirse la masa de
soluto y llevar un peso de solución. La totalidad
de la solución es la suma aditiva del peso de
soluto y el peso del solvente

17.  Porcentaje peso =
 gramos de soluto/ 100g de disoluciones
Se define como la masa de soluto en 100g de
solución (es lo mismo que & m/m)

18.  El % p/p se refiere a la masa de soluto en
gramos que se encuentra presente en 100
grs. de solución.
 Por ejemplo si se disuelven 10 grs de sal en
50 grs. de solución el %p/p será.
 10 grs. soluto ----------- 50 grs. solución
X-----------------------------100 grs. solución
X = 10*100/50
X = 20 %p/p

19.  l porcentaje masa-volumen es la cantidad de soluto
que hay en 100 centímetros cúbicos o mililítros de la
solución. Es a partir del masa de soluto en gramos
(g), dividido entre el volumen de la disolución en
mililitros (ml):
 Una disolucion al 1%, por tanto, disponen de 1 g de
soluto disuelto en un volumen final de 100 mL de
solución. Esto sería equivalente a peso/volumen (p/v)
de porcentaje. Otros tipos de soluciones
porcentuales son peso/peso (p/p) y el
volumen/volumen (v/v). El origen de esta notación
es el hecho de que 1 mL de agua pesa 1 gramo.
Así, por una solución acuosa, g/v y g/g produciría
números idénticos.

20.  Porcentaje volumen-volumen (% V/V) Expresa el volumen
de soluto por cada cien unidades de volumen de la
disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas,
en las que el volumen es un parámetro importante a tener
en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto
en el volumen total de la disolución. Suele expresarse
simplificadamente como «% v/v».
Por ejemplo, si se tiene una disolución del 20% en volumen
(20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL
de alcohol por cada 100 mL de disolución.
La graduación alcohólica de las bebidas se expresa
precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12%
(v/v) de alcohol.

21.  Molaridad o concentración molar es la relación entre el número
de moles de soluto (n1) y la masa de solvente (m2), en
quilogramos (kg) – no puede ser expresada en otra unidad.
 Siendo: W = molaridad o concentración molar
n1 = número de moles de soluto
m2 = masa de soluto en quilogramos
 Aplicación: Una solución es preparada, disolviéndose 4,35
gramos de NaNO3 en 2000 gramos de agua. La molaridad de la
solución es:
Dado: Mol1 = 87 g es el mol de soluto.
 n1 = masa de soluto / mol de soluto = 4,35 g / 87 g = 0,05
m2 = 2000 g = 2 kg
W = 0,05 / 2 = 0,025 molar


23. En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo mismo que
molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto que el
nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los
.
cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.
En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que
estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que
utilizamos.
La definición de molalidad es la siguiente:
Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de
disolvente (m)

24.  La fracción molar del solvente (F2) es la relación
entre el número de moles del solvente (n2) y el
número de moles de la solución (n1+ n2).
Siendo: F1 = fracción molar del soluto y F2 =
fracción molar del solvente
n1 = número de moles del soluto.
n2 = número de moles del solvente.
n = número de moles de la solución ( n1 + n2 ).
 La suma de la fracción molar del soluto (n1) y de la
fracción molar del solvente (n2) es siempre igual a
uno.


25.  El mol es una unidad de medida de la
cantidad de materia, permite hacer
cálculos con diferentes elementos y
compuestos al establecer que un mol
de cualquier "cosa" tiene
6,022× 10^23 unidades elementales por
mol.

26.  En el laboratorio o en la industria no se trabaja con símbolos o
números, se trabaja con sustancias concretas, que se palpan.
Para facilitar las tareas de investigación sobre algún elemento
químico los científicos utilizan siempre gran cantidad de átomos.
 Los átomos no se pueden contar, pero igual podemos saber
cuántos hay.Como la cantidad de átomos que necesitan es
realmente impresionante,para simplificar sus cálculos los
químicos utilizan una unidad de cantidad de materia llamada
mol (del latín moles que significa montón).
 Esta nueva unidad que estamos definiendo hace que para las
diferentes sustancias un mol de una no tenga la misma masa en
gramos o kilogramos que para otra sustancia.
 Haciendo un pequeño símil no puede ser igual la masa de 100
"tornillos" que la masa de 100 "destornilladores", aunque en
ambos casos haya el mismo número de unidades.

27.  ¿Cuál será la molaridad de una solución
que contiene 64 g de Metanol (masa molar
del metanol 32 gr/mol) en 500 ml de
solución?
 Datos conocidos: metanol 64 g
 Masa molar del metanol: 32 g/mol
 Masa de la solución: 500 ml (0,5 litro)
 Primero calculamos la cantidad de moles
que hay en 64 g de metanol.
 Si un mol de metanol equivale a 32 g, 64 g
equivalen a 2 moles (64/32=2)
 Respuesta 4 molar

28. 
 Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / volumen de soluto de una
solución formada por 80 [ g ] de soluto disueltos en 500 [ ml ] de
solución. Si la densidad de la solución es 1,1 [ g / ml ] , calcula el
porcentaje peso / volumen de solvente.

 100 × 80
 ( P / V ) soluto = ————– = 16 %
 500

 m solución = 500 × 1,1 = 550 [ g ]

 m solvente = 550 – 80 = 470 [ g ]

 100 × 470
 ( P / V ) solvente = ————— = 94 %
 500


29. 
 Ejemplo: 300 [ ml ] de una cierta solución acuosa contienen 60
[ ml ] de CH3CH2OH . Calcula el porcentaje volumen / volumen
de soluto. Si los volúmenes son aditivos, calcula el porcentaje
volumen / volumen de solvente.

 100 × 60
 ( V / V ) soluto = ————– = 20 %
 300

 V solvente = 300 – 60 = 240 [ ml ]

 100 × 240
 ( V / V ) solvente = ————– = 80 %
 300


30.  Ejemplo: Calcula el porcentaje peso / peso de
soluto y de solvente de una solución formada por 30
[ g ] de soluto y 170 [ g ] de solvente.

 100 × 30
 ( P / P ) soluto = ————– = 15 %
 30 + 170

 100 × 170
 ( P / P ) solvente = ————– = 85 %
 30 + 170


31.  Ejemplo: Calcula el número de moles
de NaOH que hay en 8 [ g ] de este
compuesto.
 PM NaOH = 40 [ g / mol ]

 8
 n = —— = 0,2 [ mol ]
 40


32.  Ejemplo: Una solución está formada por 324 [ g ] de H2O y 120 [ g ] de CH3COOH.
Calcula la fracción molar de cada uno.
 PM H2O = 18 [ g / mol ]
 PM CH3COOH = 60 [ g / mol ]

 120
 n soluto = —— = 2 [ mol ]
60

 324
 n solvente = —— = 18 [ mol ]
 18

 2
 X soluto = ———— = 0,1
 2 + 18

 18
 X solvente = ———— = 0,9
 2 + 18

33.  1.- se disuelven en 200gr de agua,10gr de
una sal ¿ cual es el % p/p de la solucion?
 ( siempre hay que realizar esto)
 soluto+solvente=solución
 10gr. + 200gr. = 210 gr.
 ( después realizamos la regla de 3)
 x gr. de soluto----------100gr de solución
 10gr de soluto----------210gr de solución
 x=10.100= 1.000 = 4,76% p/p
 210 210

34. 
1. ¿Cuántos gramos de solución al 15% de
NaCl se necesita para extraer 38g de
cloruro de sodio evaporando el agua?
Rpta.- 253g
Usamos la formula
%(p/p) = (gr soluto/ gr solución) x 100
15 % = (38 gr/ gr solución) x 100
gr solución = 38 gr (15/100) = 253,33 gr
solución

35.  2. Cuántos gramos de ácido clorhídrico
concentrado que tiene una
concentración del 37,9% de HCl en peso
se requiere para disponer de 5g de HCl
puro. Rpta.- 13,2g
5 gr HCl puro x (100 gr HCl concentrado/
37,9 gr HCl puros) = 13,19 gr HCl
concentrado

36.  3. Se necesita preparar 250g de solución de Na(OH)
al 19,7% en peso. ¿Cuántos gramos de Na(OH) y
agua se necesitan? Rpta.- 49,25 y 200,75g
Usar la formula:
%(p/p) = (gr soluto/ gr solución) x 100
19,7% = (g Na(OH)/250 gr solución) x 100
g Na(OH)= (19,7 x 250)/100 = 49,25 gr NaOH
gr disolvente = gr solución - gr soluto
gr disolvente = 250 gr - 49,25 gr = 200,75 gr Agua

37.  4. ¿Cuál es la concentración
porcentual de la solución que contiene
85g de H2SO4 en 500 g de solución?
Rpta.- 17%
Usando la misma fórmula
%(p/p) = (gr soluto/ gr solución) x 100
%(p/p)= (85 gr H₂SO₄/500 gr solución) x
100 = 17%

38.  5. ¿Con qué cantidad de agua deben diluirse 40g de
ácido nítrico para obtener una solución al 5% en peso de
dicha sustancia? Rpta.- 760g
Usando la formula:
%(p/p) = (gr soluto/ gr solución) x 100
5 % = (40 gr HNO₃/gr solución) x 100
5/100 = 40/g solución
0,05 = 40/gr solución
gr solución = 40/0,05 = 800 gr solución
gr disolvente = gr disolución - gr soluto = 800 gr - 40 gr =
760 gr de Agua

39.  6. Calcular el volumen ocupado por
100g de solución de Na(OH) cuya
densidad es de 1,20g/cc. Rpta.- 83,3ml.
Densidad = masa/volumen
1,20 gr/cc = 100 gr/volumen (cc)
volumen = 100 gr / 1,20 gr/cc = 83,3 cc =
83,3 ml

40. 1.-%p/p =( gramos de soluto x 100)/( g de soluto + gramos de
disolvente )
2.- %p/p =(gramos de soluto x 100)/( g de solución )

Primer caso
1.-cual es % de una solución que se prepara disolviendo 20g de
NaCL en 200g de agua
g de soluto 20g
g de disolvente 200g
%p/p =( gramos de soluto x 100)/( g de soluto + gramos de
disolvente )
%p/p =( 20gx 100)/( 20g+ 200g H20)M = 9.09%
2do caso
2.-cual es % de una solución que tiene 20g de NaCL en 200g de
solución
G de soluto 20g
G de solución 200g
%p/p =(gramos de soluto x 100)/( g de solución )
%p/p =(20g x 100)/(200g) = 10%

42.  l peso de un átomo (su peso atómico) es la cantidad de veces que es
más pesado que el elemento más liviano, el hidrógeno. Este último se
toma como una unidad de peso.
 Cada átomo posee una parte central o núcleo compuesta por
protones (partículas cargadas positivamente, peso 1) y neutrones
(partículas neuír?» del mismo peso). Para equilibrar eléctricamente la
carga positiva de los protones, el núcleo se halla rodeado por una
capa o capas de electrones cargados negativamente. Siempre existen
partículas enteras, nunca mitades.
 Tal es el significado del término isótopos (del griego "¡sos" y "topos": "el
mismo lugar"; es decir que ocupan el mismo sitio en la lista de números
atómicos que es igual a la cantidad de protones). Cuando tal caso se
presenta en un elemento, el peso de un átomo de cada isótopo es
diferente y su peso atómico es simplemente el promedio del de los
isótopos, según sus proporciones. Por ejemplo, el cloro contiene una
mezcla de átomos de peso 35 y una cantidad menor de otros de peso
37. Teniendo en cuenta la proporción en que se encuentran ambos
isótopos, el peso promedio es de 35,5, que es el peso atómico del cloro.
Los pesos atómicos de algunos elementos funcionan casi
aproximadamente como los números totales, pero la mayoría son
decimales.

44.  El peso atómico es el número asignado a cada elemento químico para
especificar la masa promedio de sus átomos. Puesto que un elemento
puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico
de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus
isótopos. La composición isotópica de los elementos que se encuentran
en la naturaleza es casi constante, excepto en aquellos que ha
producido la radiactividad natural. El peso atómico se refiere a esta
mezcla natural. En 1960 se introdujo una unidad llamada masa nuclear
relativa, definida como 1/12 de la masa de carbono- 12. Se representa
con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tabla de los pesos
atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12. V
Asimismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de
esas moléculas (sus unidades en química son g/mol). Por definición un
mol es el número de átomos que están contenidos en exactamente 12
gramos de carbono de masa isotópica 12 (12C). Este número se
denomina número de Avogadro, y el valor más exacto que se conoce
hasta ahora de él es de 6,0221367x1023.

45.  Existen cuatro métodos de precisión para determinar los
pesos atómicos, y en los casos más favorables todos ellos
son comparables en exactitud:
1) combinación química de pesos.
2) densidades límite de gases.
3) mediciones en espectrómetros de masas.
4) energías de una reacción nuclear.
Las dos primeras producen resultados en la escala
química y las dos últimas en la escala física.
6.022x10^23= Numero AVOGADRO

47.  s una mezcla homogenea de dos o mas
componentes... en donde al componente
que se encuentra en mayor proporcion se
llama solvente y al que se encuentra en
menor proporcion se llama soluto.
Pueden ser mezclas:
Liquido-liquido
Liquido-solido
Solido-solido
Liquido- gas
Gas-gas
gas-solido

48.  SOLUTO:
Se llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen
excepciones) en una disolución o, en general, a la
sustancia de interés.
Lo más habitual es que se trate de un sólido que es
contenido en una solución líquida (sin que se forme una
segunda fase)
La solubilidad de un compuesto químico depende en
gran medida de su polaridad. En general, los compuestos
iónicos y moleculares polares son solubles en disolventes
polares como el agua o el etanol; y los compuestos
moleculares apolares en disolventes apolares como el
hexano, el éter o el tetracloruro de carbono

49.  aquella sustancia que permite la dispersión de otra en su
seno. Es el medio dispersante de la disolución.
Normalmente, el disolvente establece el estado físico de
la disolución, por lo que se dice que el disolvente es el
componente de una disolución que está en el mismo
estado físico que la disolución. También es el
componente de la mezcla que se encuentra en mayor
proporción.
Las moléculas de disolvente ejercen su acción al
interaccionar con las de soluto y rodearlas. Se conoce
como solvatación. Solutos polares serán disueltos por
disolventes polares al establecerse interacciones
electrostáticas entre los dipolos. Los solutos apolares
disuelven las sustancias apolares por interacciones entre
dipolos inducidos.

51.  Concentración es la relación entre la
cantidad de soluto y la cantidad de
disolución. Dependiendo de las
unidades en que se expresen estas
magnitudes nos aparecen las diferentes
formas de expresar la concentración.

52.  La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de
sustancia) que se puede disolver en 100 gr. de disolvente a una
temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta
cantidad de disolvente.
Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo
disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que
tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza
una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La
capacidad de una determinada cantidad de líquido para
disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a
un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del
cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se
depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que
está saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia
respecto de un disolvente determinado es la concentración
que corresponde al estado de saturación a una temperatura
dada.

53.  Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos
sistemas a otros. Así a 20 ºC la solubilidad del cloruro de sodio
(NaCl) en agua es 6 M y en alcohol etílico (C2H6O), a esa
misma temperatura, es 0,009 M. Cuando la solubilidad es
superior a 0,1 M se suele considerar la sustancia como soluble en
el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M se considera
como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante
de este valor de referencia.
 La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor
vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo.
En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al
aumentar la temperatura. Se trata de procesos en los que el
sistema absorbe calor para apoyar con una cantidad de
energía extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin
embargo, la disolución va acompañada de una liberación de
calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

54.  La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se puede
disolver en una cantidad de disolvente a una temperatura
determinada. Se expresa como gramos de soluto por cada 100
cm3 de disolvente a una temperatura dada.
 Ej. La solubilidad de la sal en agua a 60o es de 32.4 g/cm3

 La solubilidad depende de varios factores que son:
 Propiedades de soluto y solvente
 Temperatura
 Presión

 Para que un soluto pueda disolverse en un solvente
determinado, las características de ambos son muy
importantes. Por ejemplo, el agua disuelve la mayoría de las
sales, que generalmente son compuestos iónicos. Cuando éstos
compuestos se disuelven en agua, los iones que forman la sal se
separan y son rodeados por molécula de agua.

55.  Otra propiedad física que permite conocer el tipo de
enlace es la solubilidad. Los compuestos con enlace
iónico son solubles en agua y los que tienen enlace
covalente se disuelven en otros compuestos
covalentes. Esta propiedad tiene varias
excepciones, la fundamental es que las sustancias
que tienen moléculas con muchos átomos de
oxígeno y que no son macromoléculas son solubles
en agua porque los átomos de oxígeno se unen con
los átomos de hidrógeno del agua.
Prácticamente todos los compuestos formados con
elementos situados a la derecha de la tabla
periódica tienen enlaces covalentes. En la vida
corriente serían todas las pinturas, disolventes, grasas,
hidrocarburos, azúcar, alcohol, etc

56.  Normalidad. En general, un mol de una substancia no reacciona con un mol de otra
substancia. Así, por ejemplo, un mol de ácido clorhídrico, HCl, reacciona con un mol de
sosa cáustica, NaOH, pero un mol de ácido sulfúrico, H2SO4, o de ácido fosfórico
(orto), H3PO4, necesita para su neutralización completa dos o tres
moles, respectivamente, de sosa cáustica. En cambio, como los cuerpos reaccionan
equivalente a equivalente, se toma como unidad química reaccionante el peso
equivalente gramo (o simplemente peso equivalente o equivalente químico), que es la
cantidad de substancia que reacciona o substituye, equivale, 1,008 g de hidrógeno (un
equivalente gramo de hidrógeno que es también un átomo gramo).
La concentración de una disolución en equivalentes gramo se denomina
NORMALIDAD la cual es, por tanto el número de equivalentes gramo de soluto
contenidos en un litro de disolución.
 El peso equivalente de un elemento es igual al peso atómico dividido por la valencia. El
de un ácido o el de una base es igual a su peso molecular o peso fórmula gramo
dividido por el número de hidrógenos o de grupos hidroxilo substituibles de su fórmula. El
peso equivalente de una sal se expresa con referencia a un ion (grupo o radical)
determinado y es igual al peso fórmula gramo dividido por el número de equivalentes
del ion o radical correspondiente contenidos en el mismo. El peso equivalente de un
ion es igual al peso fórmula dividido por la valencia.

57.  Puesto de manera simple, el mol representa un
número. Tal como el término 'docena' se
refiere al número 12, el mol representa el
número 6.02 x 1023
 El mol se usa cuando se habla sobre números
de átomos y moleculas. Los átomos y las
moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota
de agua del tamaño del punto al final de esta
oración contendría 10 trillones de moléculas
de agua. En vez de hablar de trillones y
cuatrillones de moléculas (y más), es mucho
más simple usar el mol.

58.  Si una persona sube con otra sobre una
balanza, ésta registra el peso combinado
de ambas personas. Cuando los átomos
forman moleculas, los átomos se unen y el
peso de la molécula es el peso combinado
de todassus partes
 Por ejemplo, cada molecula de agua
(H2O) tiene dos átomos de hidrógeno y un
átomo de oxígeno. Un mol de moléculas
de agua contiene dos moles de hidrógeno
y un mol de oxígeno.

59.  El peso molecular es la suma de los pesos atómicos que
entran en la fórmula molecular de un compuesto. Para
averiguarlo toma la formula molecular del
compuesto, toma los pesos atomicos que lo componen y
multiplica cada peso por el subindice. Mira la tabla
periodica multiplica la MASA ATOMICA POR EL NUMERO
ATOMICO.
El peso molecular se mide en una medida establecida
por la IUPAC , que se llama uma.
El peso molecular se obtiene sumando el peso atomico
de cada atomo de la molecula.
1 uma es igual a la doceava (1/12) parte del peso del
atomo de carbono.
En el caso del agua : El hidrogeno tiene un peso atomico
aproximado de 1 uma. El oxigeno tiene un peso atomico
de aproximadente 16 uma. Entonces, el peso molecular
de la molecula de agua es de 18 uma.

60.  El cálculo del peso molecular es sencillo. Tomamos la
fórmula molecular de un compuesto, tomamos los pesos
atómicos de los elementos que lo componen y
multiplicamos cada peso atómico por el subíndice que
corresponde al elemento según la fórmula molecular.
Veamos, como ejemplo, el caso de la sal de
mesa, cloruro de sodio (NaCl). Los pesos atómicos de los
elementos son: Na, 22,9898 y Cl, 35.5. Según la fórmula
molecular, tenemos un subíndice igual a 1 en ambos
casos. Entonces hagamos una tabulación:
Na 22,9898 imes 1 = 22,9898
Cl 35.5 imes 1 = 35.5
Suma 58.4898 g/mol

61.  Intentemos con la sacarosa, C12H22O11, y hacemos la siguiente
tabulación
C 12.0 imes 12 = 144.0
H 1.0 imes 22 = 22.0
O 16.0 imes 11 = 176.0
Suma 342.0 g/mol
Aunque hemos utilizado el término "peso molecular" debido a su uso
extendido, el cientificamente correcto es "masa molecular". El peso es
una fuerza, es decir una cantidad vectorial que posee
módulo, dirección y sentido y depende del campo gravitacional en el
que se encuentre inmerso. La masa, en cambio es un escalar y es
independiente del campo gravitacional. Si la misma se expresa sin
unidades se denomina "masa molecular relativa", mientras que si la
unidad es "g/mol" recibe el nombre de "masa molar".

62.  La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces
mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la
unidad de masa atómica. Se determina sumando las masas atómicas
relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de
dicha sustancia.
La formula para calcular es: % elemento X= [(núm. átomos de
X)·Ar(X)/Mr]·100%
La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los
elementos que componen la molécula
En el caso de la molécula de agua, H2O, su masa molecular sería:
2 imes 1,0079 + 15,99994 = 18,0157 ,!
(masa atómica del H: 1,0079, masa atómica del O: 15,99994)
(Se multiplica por 2 ya que ésa es la cantidad de veces que el
elemento H está presente en la molécula) : EXISTEN 2 ÁTOMOS DE
HIDRÓGENO Y 1 DE OXÍGENO EN LA MOLÉCULA DE AGUA

63.  La masa molar de una sustancia
coincide numéricamente con la masa
molecular, aunque son cosas distintas.
A pesar de que se sigue diciendo
vulgarmente peso molecular el término
correcto es masa molecular.

65.  En química, la estequiometria (del griego "stoicheion‖
(elemento) y "metrón‖ (medida) es el cálculo de las relaciones
cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de
una reacción química
 estequiometría es una herramienta indispensable en la química.
Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la
concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del
rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la
evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en
combustibles gaseosos, comprenden aspectos
de estequiometria.
 El primero que enunció los principios de la estequiometria fue
Jeremias Benjamín Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:
 La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones
cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos
químicos que están implicados.

66.  La estequiometria es el área de la química que
estudia la relación entre las moléculas de
reactantes y productos dentro de una
reacción química.
Como sabemos, para que se forme un
compuesto debe haber una
separación, combinación o reordenamiento
de los elementos, lo que se puede ilustrar por
medio de una reacción, la cual representa el
proceso que ocurrió para que un determinado
reactante llegara a ser un producto.
 Reactantes →Productos

67.  Cuando John Dalton formuló la primera teoría
atómica, concordó también con una ley enunciada por el
químico francés Joseph-Louis Proust (1754-1826), en 1799, quien
descubrió que muestras diferentes de un mismo compuesto
siempre tienen los mismos elementos y en la misma proporción
en masa.
Por ejemplo, el agua contiene 8 gramos de oxígeno por cada
gramo de hidrógeno, y esta proporción O:H = 8:1 se mantiene
inalterada en el agua pura, sin importar su lugar de origen. Esto
correspondería a lo que Proust anunció como la ley de
Proust o ley de las proporciones definidas, que establece que
todo compuesto tiene una composición definida en masas de
combinación.
Dalton concluyó que los átomos se combinaban para formar los
compuestos y siempre que lo hacían era en una proporción de
números enteros sencillos. Por ejemplo: cuando se combinan
dos elementos químicos A y B para formar un compuesto AB, y
utilizamos una cantidad cualquiera de estos
elementos, ―sobrará‖ una porción del elemento que está en
exceso.

68.  Luego, John Dalton enunció la ley de Dalton o ley de proporciones múltiples, que
establece que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, al
mantener constante la masa de uno de los elementos, las masas de combinación del
otro elemento se encuentran en una relación de números enteros sencillos.
Una de las propiedades de un átomo es su masa, que se relaciona con el número de
electrones, protones y neutrones en el átomo. Pero, como sabemos, los átomos son
muy pequeños…, entonces, ¿cómo podemos conocer su masa? No es posible pesar
un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar la masa de un
átomo en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa
de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser utilizado como patrón.
Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y
seis neutrones (12C) presenta una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica
(uma). Este átomo de carbono sirve como patrón, de modo que una unidad de masa
atómica se define como la masa exactamente igual 1/12 de la masa de un átomo de
carbono 12.
Mediante experimentos se ha comprobado que la masa de hidrógeno es 12 veces
menor que el átomo del carbono, por lo tanto pesa una uma, del mismo modo el
átomo de oxígeno pesa 16 uma y el hierro 55.85 uma.
El valor de masa atómica de los elementos que se informa en la tabla periódica es un
promedio de las masas de todos los isótopos estables del elemento ponderado por su
abundancia natural.

69.  Sabemos que los átomos son muy pequeños para poder trabajar con ellos
individualmente, por ello se desarrolló una unidad de átomos que describe un gran
número de ellos y hace posible el trabajo práctico. La unidad definida por el sistema
internacional es el mol, la cantidad de sustancia que contienen tantas entidades
elementales como átomos hay exactamente en 12 gramos de carbono 12. El número
aceptado para un mol es 6.02 x 1023, que es el número de Avogadro.
Debemos considerar un mol como un conjunto de partículas tal como una docena (12
unidades) o decenas (10 unidades).
Vimos que un mol de átomos de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 g y
contiene 6.02 x 1023 átomos. Esta cantidad se llama masa o peso molar e indica la
masa de un mol de unidades. Dado que cada átomo de carbono 12 tiene masa
exactamente de 12 uma es útil observar que la masa molar de un elemento (en
gramos) es numéricamente igual a su masa atómica expresada en uma. Así, la masa
atómica del sodio (Na) es de 22,99 uma y su masa molar también.
El peso atómico de un elemento es, entonces, la cantidad de masa que hay por mol
de átomos del elemento. Por ejemplo: el Cu pesa 63,55 uma y por tanto 63.55 gr, esto
quiere decir que por cada 63,55 gr hay un mol de átomos de cobre.
Entonces: ¿Cuánto pesan dos moles de átomos de cobre?: pesarán el doble que un
mol, por tanto pesan 127,1 gr. ¿Y cuánto pesan 0,5 moles de cobre?: pesan
exactamente la mitad que un mol, o sea 31,775 gr. Es decir: