Soluciones

1. QUÍMICA GRAL
UNIVERSIDAD NACIONAL DE FORMOSA
FACULTAD DE Cs. DE LA SALUD
Dr. Orrabalis, Camilo
- Unidad V
Disoluciones
Es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de
dos o más sustancias puras que no reaccionan entre sí,
cuyos componentes se encuentran en proporciones
variables.

2. UNIDAD 5: SOLUCIONES.
• Tipos de disoluciones. Disoluciones de líquidos
en líquidos y sólidos en líquidos.
• Formas de expresar las concentraciones de las
soluciones. Unidades de concentración. Efecto
de la temperatura en la solubilidad. Efecto de
la presión en la solubilidad de los gases.
Coloides.
• Propiedades coligativas de soluciones no
electrolíticas y electrolíticas.
https://youtu.be/xAe0FfLWMD4
Vídeo de introducción

3. Tipos de Soluciones
Trimix (mezcla
de oxígeno,
nitrógeno y
helio)
Lavandina Acero Gaseosa
Es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más
sustancias puras que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se
encuentran en proporciones variables.

4. Tipos de Mezclas
Coloides: Mezcla
formada por partículas
microscópicas en
estado sólido (fase
dispersa) que están
dispersas en una
sustancia (fase fluida
o dispersor).
• Humo; Niebla

5. Disoluciones
1) Preparar la cantidad de
soluto apropiada para el
volumen deseado de disolución
2) Disolver todo el soluto en un
poco de disolvente
3) Enrasar: diluir la mezcla con
más disolvente hasta el
volumen deseado de disolución
4) Homogenizar
https://youtu.be/kggADKWl72s
5- Rotular

6. Disolvente: componente
mayoritario de la disolución, que
determina si ésta es un sólido,
un líquido o un gas.
Solutos: los demás componentes
de la disolución
Ejemplos:
Disolución de glucosa (sól) en
H2O(líq); glucosa(ac); C6H12O6(ac)
Disolución de metanol (líq) en
H2O(líq); metanol(ac); CH3OH(ac)
Disolución de O2(g) en H2O (líq)
[respiración de peces]
Disolución acuosa de NaCl, KCl, CaCl2 y C6H12O6 [un suero fisiológico]

7. Tres tipos de electrolitos
Electrolitos
fuertes
Electrolitos
débiles
No-
electrolitos
Ej. ……………………………………………………………………………………………………………………

8. Ecuación iónica: electrolito fuerte
MgCl2 (s) Mg2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
H2O

9. Ecuación iónica: electrolito débil
HC2H3O2 (aq) H+ (aq) + C2H3O2
- (ac)
H2O
Las flechas dobles
indican que el
proceso es
reversible.

10. La solubilidad
Efectos sobre la
solubilidad
Cantidad máxima de un soluto que un solvente
puede recibir en determinadas condiciones
ambientales.
Se puede expresar mediante
unidades de concentración, como la
% m/v; g/l; molaridad.
Azúcar (sacarosa)
en agua es 200 g de
sacarosa/100 g
de agua a 25 °C. 50 ºC
Diluidas
Concentrada

11. En una gráfica:

12. Existen casos en donde un aumento de temperatura disminuye la solubilidad, como el caso del sulfato de cesio que
tiene una solubilidad en agua a O ºC de 39,5 % mientras que a 100 C es de 2,5 %.

13. Composición de las
disoluciones
-Solvente (mayor
cantidad)
-Soluto (menor
cantidad)
Pueden ser uno o
varios
CONCENTRACIÓN:
Unidades de
concentración
-Molaridad.
-molaridad.
-Fracción molar.
-Porcentaje en peso.
-Gramos por litro.

14. Concentración
• La concentración es la relación
que existe entre la cantidad de
soluto y la cantidad de solución
o de solvente.
• Esta relación se puede expresar
de muchas formas distintas.
Disuelva en 1 L
Cont. 35 g
35 g/l 3,5 % m/V

16. 1 Ej. 2 M ó 2 mol/l

17. Ejercicios
• ¿Cuántos g de NaOH hay en 700 ml de
solución cuya concentración es 15% P/V?.
• ¿Cuántos moles de NaOH hay en 700 ml de
una solución 15% P/V?
• ¿Cuántos g de soluto se necesitan para
preparar 400 g de una solución de NaOH al 12
%P/P.
• Se tiene 300 ml de una solución de 0,5 M de
KBr. ¿Cuál es el título de la solución en g/L.?

18. Moles y Molaridad
• El concepto de mol es uno de los más
importantes en la química. Su comprensión y
aplicación son básicas en la comprensión de otros
temas. Es una parte fundamental del lenguaje de
la química.
• MOL- Cantidad de sustancia que contiene el
mismo número de unidades elementales
(átomos, moléculas, iones, etc.) que el número
de átomos presentes en 12 g de carbono 12.

19. Ej. Cuánto vale la concentración en
moles/litros (M) de 1 l de
agua?:……………………………………………
…………………………………..
Ej. Cuánto vale la concentración en
moles/litros (M) de 50 g H2SO4 en
500 ml agua?:…………………..…………..
………………………………………………

20. Ejercicios: Molaridad
1. Suponga que usted echa 1 mol de sucrosa
(C12H22O11) en 1 L de agua.
1. Defina cual es el soluto y cual es el solvente.
2. Calcule la molaridad de esa solución.
2. Cual es la molaridad de una solución que
contiene 25 g de acetona (C3H6O) en 1.25 L de
agua?
3. Si usted añade 25 ml de etanol (C2H5OH) en 250
mL de agua, cual es la molaridad de esa
solución? (densidad del etanol= 0.789 g/mL).

21. •Determinar la masa de ácido clorhídrico que se requieren para preparar 200 mL de
solución 0,2 M. (d=1,19 g/ml; concentración en botella 38%).
¿Qué procedimiento y cuidado debemos tomar
para preparar??
Si en una técnica se requiere utilizar 25 ml 0,1 M de solución de HCL. ¿Cómo
utilizaría la solución recientemente preparada?

22. Normalidad
N = eq/v sn eq = g/PE PE = PM/θ Compuesto
N = g/PE.v
g?
N = θ x M
N x V = ?
b)- Calcular la molaridad y normalidad de la solución que
contiene 10 g de NaCN en 250 mL de solución
a)- Calcular la molaridad y la normalidad de una solución que
contiene 9.8 gramos de H2SO4 en un litro de solución
Problema:

24. Fracción Molar
Calcular las fracciones molares de los componentes de una solución, formado
por 8 moles de A y 3 moles de B
XA = ? XB = ? XA + XB = ?
Calcular la fracción molar de cada una de las sustancias de la disolución
de: 10 moles de metanol, 1 mol de etanol y 8 moles de agua.
Calcular la fracción molar de cada componente de una disolución de 40
gramos de alcohol etílico (CH3CH2OH) y 100 gramos de agua:

25. Propiedades Colorativas
• Descenso de la presión de vapor
PVsn = PVsv . Xsv Ley de Raoult
• Ascenso del punto de ebullición
1 M 0,52° C
• Descenso del punto de
congelación:
1 M 1,86° C
• Presión Osmótica
π = M.R.T

26. ÓSMOSIS Y PRESIÓN OSMÓTICA
• La ósmosis es el paso selectivo de
moléculas de disolvente a través de
una membrana porosa desde una
solución diluida a una más
concentrada.
• La presión osmótica de una solución es
la presión que se ejerce para detener
la ósmosis, es decir, es la presión que
ejercen las moléculas de solvente para
evitar que más moléculas de solvente
se muevan de una solución diluida a
una concentrada.
Presión

27. • Cuando dos soluciones tienen diferente presión
osmótica, se dice que la más concentrada es
hipertónica respecto a la más diluida y que esta
última es hipotónica respecto a la más concentrada.
• Cuando una solución tiene la misma osmolaridad que
la sangre, se dice que es isotónica.

28. • Si se ponen en una solución hipotónica, los eritrocitos se llenan de agua y
eventualmente se rompen –se hemolizan-.
• En una solución isotónica, los eritrocitos conservan sus propiedades y su
forma.
• En algunas enfermedades como la desnutrición o mal funcionamiento
renal, la presión osmótica es menor y se produce edema.
• En biología tenemos membranas que son semipermeables o
selectivamente permeables, es decir, sólo permiten el paso de algunos
solutos o sólo del disolvente.
• El movimiento de iones o moléculas pequeñas a través de membranas
selectivamente permeables se llama diálisis.
Si se ponen eritrocitos en una solución hipertónica, los
eritrocitos se deshidratan en un fenómeno llamado crenación.