Este documento trata sobre soluciones en química. Explica que una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias puras. Define los términos soluto, solvente y solución, y describe diferentes tipos de soluciones como soluciones binarias y acuosas. También clasifica las soluciones según su estado físico y concentración, e introduce conceptos como dilución y mezcla de soluciones.

1. Química
2012
Clase Nº 13
Soluciones
Profesor: Antonio Huamán
1

2. SOLUCIONES
Son mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras
en proporción variable en la que cada porción analizada
presenta la misma característica ya que los solutos se
dispersan uniformemente en el seno del disolvente. Los
componentes de una solución no se pueden visualizar
debido a que los solutos adquieren el tamaño de átomos,
moléculas o iones
Ejemplo: Analicemos una porción de agua de mar:
Se observa que el
agua de mar contiene
varios solutos y un
solo solvente (H2O)
2

3. En general:
Solución = 1STE + STO ( 1) + STO ( 2 ) +K
SOLUTO (STO)
Es la sustancia que se dispersa en el solvente; determina
las propiedades químicas de la solución y generalmente
se encuentra en menor proporción.
SOLVENTE (STE)
Es la sustancia que actúa como medio dispersante para
el soluto, disuelve el soluto y generalmente se encuentra
en mayor cantidad.
Nota:
El nombre de la solución lo determina el soluto (STO) y el
estado físico lo determina el solvente (STE)
3

4. SOLUCIÓN BINARIA
Llamada también disolución. Son
aquellas soluciones conformadas
por dos componentes: un soluto y
un solvente.
Disolución = 1 soluto + 1 solvente
SOLUCIÓN ACUOSA
Son aquellas soluciones donde el solvente es el agua. El
agua por polaridad alta que poseen sus moléculas, es la
sustancia con una gran capacidad para disolver a las
sustancias polares y a las sustancias iónicas por lo que
es considerada como un solvente universal
Solución acuosa = 1 soluto + H2O 4

5. CLASIFICACIONES DE LAS SOLUCIONES
• SEGÚN EL ESTADO FÍSICO
El estado físico de una disolución lo define el solvente
Soluciones sólidas: son las aleaciones de los metales
Ejemplos:
Bronce (Cu-Sn) Acero (Fe-C)
Latón (Cu-Zn) Amalgama (Hg – METAL)
5

6. Soluciones líquidas:
Ejemplos:
Vinagre Agua oxigenada
(CH3COOH + H2O) (H2O2 + H2O)
Soluciones gaseosas:
Ejemplos:
Aire seco (N2 + O2 + otros)
Gas natural (CH4 + C2H6 +….)
Vapor de naftalina en el aire
6

7. B. SEGÚN SU CONCENTRACIÓN
Esta dada por la proporción de soluto en la solución.
Por la abundancia relativa del soluto en las soluciones,
estas pueden ser:
 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.
7

8. 8

9. CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN
Son formas de expresar la cantidad de soluto que
está presente en una cantidad de solución o de
solvente, entre ellas tenemos: porcentaje en peso,
porcentaje en volumen, molaridad, normalidad, etc.
I. UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN
• Porcentaje en peso (%W).- Indica la cantidad en
gramos del soluto disuelto en 100 g de solución.
Ejemplo: (CEPRE-UNMSM) El porcentaje en peso
(%W) de una solución que contiene disueltos 15g
de glucosa disueltos en 185g de agua es:
Solución:
9

10. • Porcentaje en volumen (%V).- Indica la cantidad
en mililitros del soluto disuelto en 100 mL de
solución.
Ejemplo: (UNALM-2008-I) Se tiene una solución de
500mL de FeCl3 al 15% en volumen. El volumen del
soluto es:
Solución: 10

11. II. UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN
• Molaridad (M).- Indica el número de moles de
soluto disuelto hasta formar un litro de solución.
n  mol 
M = STO  <> molar 
v SOL  L 
Donde:
masa del compuesto
Número de moles =
P.Fdel compuesto 11

12. Ejemplo: (UNALM-2006-I) Una solución de 200mL de
NaOH contienen 4 gramos de soluto. La molaridad de
esta solución es: Dato: P.F (NaOH=40)
Solución:
Ejemplo: (UNMSM-2004-I) Calcular la concentración
molar de una solución de KClO3 que en 250mL
contiene 24,5g de KClO3. P.A (K=39; Cl=35,5; O=16)
Solución: 12

13. 2. Normalidad (N).-Se define el número de Eq – g de
soluto disuelto en un litro de solución.
Eq – g = equivalente gramo.
# Eq − g( STO )  Eq − g 
N=  <> normal 
VSOL  L 
Donde:
13

14. Ejemplo: (UNALM-1997-II) Calcular la normalidad de
una solución al disolver 4Eq-g de NaOH en 16L de
solución.
Solución:
Relación entre N y M
Para una misma solución se cumple:
N=M x θ
Donde:
θ : Parámetro que depende del soluto.
14

15. Soluto Valor de θ
Ácidos N° de H ionizables o sustituidos
Hidróxidos N° de OH ionizables o sustituidos
Sales Carga neta del catión o anión
Óxidos Carga neta del oxígeno
Ejemplo: (UNMSM-2005-II) Si se disuelve 35,5g de
Na2SO4 (PF=142 g/mol) en 500mL de agua, la
normalidad de la solución es:
Solución:
15

16. 3. Molalidad (m).- Se define como el número de soluto
disuelto por cada kilogramos de solvente.
Ejemplo: Determine la molalidad de una solución
que contiene 0,2 moles de NaOH disuelto en 400mL
de H2O.
Solución:
16

17. APLICACIÓN DE SOLUCIONES
• DILUCIÓN.- La dilución es un procedimiento físico
que consiste en preparar una disolución de menor
concentración a partir de una más concentrada,
para ello se debe adicionar agua a la disolución
concentrada. Observando que no se altera la
cantidad de soluto
Se cumple: M1 x V1 = M2 x V2
Ejemplo:
17

18. Solución:
• MEZCLAS DE SOLUCIONES.- Cuando se mezclan
dos soluciones que contiene el mismo soluto pero
de concentraciones diferentes, la solución
resultante posee una concentración intermedia.
Se cumple:
STO STO STO
nSOL(1) + nSOL(2) = nSOL(3)
M1V1 + M 2 V2 = M3V3
18

19. Ejemplo:
Solución:
19