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Disoluciones
químicas
Solución: Mezcla íntima entre dos o más sustancias para formar un
sistema homogéneo
CLASES
Mezcla Heterogénea ej.: El granito, se pueden observar a simple
vista
Mezcla Homogénea ej.: El agua del Mar, en las cuales difícilmente
puede observar sus componente
COMPONENTES
Solvente: sustancia que se presenta en mayor cantidad.
Soluto: es la sustancia que se presenta en menor cantidad
Las soluciones líquidas son las frecuentes se clasifican en:
Iónicas o electrolíticas: aquellas que conducen la corriente
No electrolíticas: malas conductoras de la corriente
SOLUCIÓN
LÍQUIDA,
Cuando:
El soluto es un líquido y el disolvente
también es un líquido
Ejemplo: alcohol disuelto en agua
El soluto es un sólido y el disolvente
es un líquido
Ejemplo: azúcar en agua.
El soluto es un gas y el disolvente es
un líquido.
Ejemplo: dióxido de carbono (CO2)
disuelto en agua (refresco)
El soluto es un sólido y elEl soluto es un sólido y el
disolvente también es undisolvente también es un
sólido.sólido.
Ejemplo: (Bronce) zinc en cobreEjemplo: (Bronce) zinc en cobre
El soluto es un líquido y elEl soluto es un líquido y el
disolvente es un sólidodisolvente es un sólido
Ejemplo: amalgama de mercurioEjemplo: amalgama de mercurio
disuelto en plata (se usa endisuelto en plata (se usa en
dentadura)dentadura)
El soluto es un gas y elEl soluto es un gas y el
disolvente es un sólidodisolvente es un sólido
SOLUCIONSOLUCION
SÓLIDA,SÓLIDA,
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SOLUCIONSOLUCION
GASEOSA,GASEOSA,
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El soluto es un sólido y elEl soluto es un sólido y el
disolvente es un gas.disolvente es un gas.
Ejemplo: vapor de yodo en aireEjemplo: vapor de yodo en aire
El soluto es un líquido y elEl soluto es un líquido y el
disolvente es un gas.disolvente es un gas.
Ejemplo: agua en aireEjemplo: agua en aire
El soluto es un gas y elEl soluto es un gas y el
disolvente también es undisolvente también es un
gas.gas.
Ejemplo: la solución de oxígeno yEjemplo: la solución de oxígeno y
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SOLUTO SOLVENTE
o
DISOLVENT
E
SOLUCION EJEMPLO
Gas Gas Gas Aire (oxígeno en
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Gas Líquido Líquido Bebidas gaseosas
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carbono en agua)
Líquido Líquido Líquido Vinagre (ácido
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Sólido Sólido Sólido Oro (Ag en Au)
Acero (Carbono
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Las soluciones se pueden
fraccionar en sus componentes por
métodos tales como:
• DESTILACIÓN: fracciona componentes de una
solución a partir de sus diferentes puntos de
ebullición . Se calienta la mezcla y se recogen los
vapores del componente de menor P.Eb., quedando el
de mayor P.Eb.
• CRISTALIZACIÓN: fracciona los componentes
dejando evaporar uno de ellos y el otro componente
sólido cristaliza.
• CROMATOGRAFÍA: fracciona los componentes por su
diferente afinidad a un soporte fijo y otro móvil.
CONCENTRACIÓN DE LAS
SOLUCIONES
• Las propiedades de las soluciones
dependen de la calidad y de la cantidad
de soluto y solvente.
• La concentración de una solución es la
relación cuantitativa entre los
componentes de la solución
Solubilidad
• Es una propiedad característica del soluto a una
determinada temperatura
• Indica la máxima cantidad de soluto que se
disuelve en 100 mL de un solvente a una determinada
temperatura.
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
Ejemplo
• Calcular la concentración molar de una solución
disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de solución.
M = 7,2 moles KCl
7 L
M = 1,02 moL/L
7,2 moL → 7 L
X moL → 1L
X= 1,02 moL
Solución 1 Solución 2
Analizando
• Como n = m (g)
MM (g/moL)
M = mol de soluto Reemplazando se tiene que
V (L) solución
M = m(g)
MM(g/moL) x V (L) solución
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)
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
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
En una solución, el medio dispersante, se llama SOLVENTE y es el componente que está
mayor proporción.
El medio disperso, se llama SOLUTO y son las sustancias disueltas y que están en menor
proporción
Ambos componentes se relacionan en base a la igualdad:
SOLUCIÓN = SOLUTO + SOLVENTE
La igualdad anterior es siempre válida para la masa: MASA SOLUCIÓN = MASA SOLUTO + MASA SOLVENTE
Por ejemplo: Por ejemplo 20 g de limón mezclados con 250 g de agua forman 270 g de limonada
= +
SOLUCIÓN = SOLUTO + SOLVENTE
270 g 20 g 250 g
Sin embargo esto no se cumple siempre para los volúmenes. Esta relación de
volúmenes sólo se da en las soluciones ideales.
SOLUCIÓN IDEAL: es aquella que al ser preparada no altera su volumen.
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
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
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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
Ejemplo
• Una solución salina contiene 30g 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
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Porcentaje en volumen (% v/v)
• Indica el volumen de soluto, en mL, presente en 100
mL de solución.
X mL soluto → 100mL solución
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 → 100mL solución
X = 15 * 100 = 23 %v/v
65
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
Ejemplo
• Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de
solución. Calcular su concentración en gramos por litro.
10g KCl → 80 mL solución
Xg KCl → 1000 mL solución
X = 10 * 1000 = 125 g/L
80
Partes por millón (ppm)
• Se define como los miligramos de soluto disueltos en
1000 mL o 1 litro de solución.
Nota 1g = 1000 mg
X mg soluto → 1000 mL solución
Ejemplo
• Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de
KNO3 disueltos en 670 mL de solución.
En primer lugar se debe transformar los gramos a miligramos, según la relación
de arriba.
1 g → 1000 mg
0,85 g → X mg
X = 850 mg
Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres:
850 mg KNO3 → 670 mL solución
X mg KNO3 → 1000 mL solución
X = 1268,65 ppm
Mezclas
• Una mezcla está formada por la unión
de sustancias en cantidades variables y
que no se encuentran químicamente
combinadas.
• Por lo tanto, una mezcla no tiene un
conjunto de propiedades únicas, sino que
cada una de las sustancias constituyentes
aporta al todo con sus propiedades
específicas.
Características de las Mezclas
• Las mezclas están compuestas por una
sustancia, que es el medio, en el que se
encuentran una o más sustancias en
menor proporción. Se llama fase
dispersante al medio y fase dispersa
a las sustancias que están en él.
Clasificación de las mezclas
• De acuerdo al tamaño de las partículas de la fase
dispersa, las mezclas pueden ser homogéneas o
heterogéneas.
Mezclas homogéneas
• Las mezclas homogéneas son aquellas cuyos
componentes no son identificables a simple vista,
es decir, se aprecia una sola fase física
(monofásicas). Ejemplo: aire, agua potable.
Mezclas heterogéneas
• Las mezclas heterogéneas son aquellas cuyos
componentes se pueden distinguir a simple vista,
apreciándose más de una fase física. Ejemplo: Agua
con piedra, agua con aceite.
• Las mezclas heterogéneas se pueden agrupar en:
Emulsiones, suspensiones y coloides.
Mezclas heterogéneas
• Emulsiones: Conformada por 2 fases líquidas
inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche, mayonesa.
• Suspensiones: Conformada por una fase sólida
insoluble en la fase dispersante líquida, por lo cual
tiene un aspecto opaco. Ejemplo: Arcilla, tinta china
(negro de humo y agua), pinturas al agua, cemento.
• Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en
donde el sistema disperso puede ser observado a
través de un ultramicroscopio.

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soluciones

  • 2.
  • 3. Solución: Mezcla íntima entre dos o más sustancias para formar un sistema homogéneo CLASES Mezcla Heterogénea ej.: El granito, se pueden observar a simple vista Mezcla Homogénea ej.: El agua del Mar, en las cuales difícilmente puede observar sus componente COMPONENTES Solvente: sustancia que se presenta en mayor cantidad. Soluto: es la sustancia que se presenta en menor cantidad Las soluciones líquidas son las frecuentes se clasifican en: Iónicas o electrolíticas: aquellas que conducen la corriente No electrolíticas: malas conductoras de la corriente
  • 4.
  • 5. SOLUCIÓN LÍQUIDA, Cuando: El soluto es un líquido y el disolvente también es un líquido Ejemplo: alcohol disuelto en agua El soluto es un sólido y el disolvente es un líquido Ejemplo: azúcar en agua. El soluto es un gas y el disolvente es un líquido. Ejemplo: dióxido de carbono (CO2) disuelto en agua (refresco)
  • 6. El soluto es un sólido y elEl soluto es un sólido y el disolvente también es undisolvente también es un sólido.sólido. Ejemplo: (Bronce) zinc en cobreEjemplo: (Bronce) zinc en cobre El soluto es un líquido y elEl soluto es un líquido y el disolvente es un sólidodisolvente es un sólido Ejemplo: amalgama de mercurioEjemplo: amalgama de mercurio disuelto en plata (se usa endisuelto en plata (se usa en dentadura)dentadura) El soluto es un gas y elEl soluto es un gas y el disolvente es un sólidodisolvente es un sólido SOLUCIONSOLUCION SÓLIDA,SÓLIDA, Cuando:Cuando:
  • 7. SOLUCIONSOLUCION GASEOSA,GASEOSA, Cuando:Cuando: El soluto es un sólido y elEl soluto es un sólido y el disolvente es un gas.disolvente es un gas. Ejemplo: vapor de yodo en aireEjemplo: vapor de yodo en aire El soluto es un líquido y elEl soluto es un líquido y el disolvente es un gas.disolvente es un gas. Ejemplo: agua en aireEjemplo: agua en aire El soluto es un gas y elEl soluto es un gas y el disolvente también es undisolvente también es un gas.gas. Ejemplo: la solución de oxígeno yEjemplo: la solución de oxígeno y otros gases en nitrógenootros gases en nitrógeno (constituyen el aire)(constituyen el aire)
  • 8. SOLUTO SOLVENTE o DISOLVENT E SOLUCION EJEMPLO Gas Gas Gas Aire (oxígeno en nitrógeno) Gas Líquido Líquido Bebidas gaseosas (bióxido de carbono en agua) Líquido Líquido Líquido Vinagre (ácido acético en agua) Líquido Sólido Sólido Amalgama dental (mercurio en plata sólida) Sólido Líquido Líquido Azúcar en agua Sólido Sólido Sólido Oro (Ag en Au) Acero (Carbono en hierro)
  • 9.
  • 10. Las soluciones se pueden fraccionar en sus componentes por métodos tales como: • DESTILACIÓN: fracciona componentes de una solución a partir de sus diferentes puntos de ebullición . Se calienta la mezcla y se recogen los vapores del componente de menor P.Eb., quedando el de mayor P.Eb. • CRISTALIZACIÓN: fracciona los componentes dejando evaporar uno de ellos y el otro componente sólido cristaliza. • CROMATOGRAFÍA: fracciona los componentes por su diferente afinidad a un soporte fijo y otro móvil.
  • 11. CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES • Las propiedades de las soluciones dependen de la calidad y de la cantidad de soluto y solvente. • La concentración de una solución es la relación cuantitativa entre los componentes de la solución
  • 12. Solubilidad • Es una propiedad característica del soluto a una determinada temperatura • Indica la máxima cantidad de soluto que se disuelve en 100 mL de un solvente a una determinada temperatura.
  • 13. 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
  • 14. Ejemplo • Calcular la concentración molar de una solución disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de solución. M = 7,2 moles KCl 7 L M = 1,02 moL/L 7,2 moL → 7 L X moL → 1L X= 1,02 moL Solución 1 Solución 2
  • 15. Analizando • Como n = m (g) MM (g/moL) M = mol de soluto Reemplazando se tiene que V (L) solución M = m(g) MM(g/moL) x V (L) solución
  • 16. 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)
  • 17. 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
  • 18. 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
  • 19. En una solución, el medio dispersante, se llama SOLVENTE y es el componente que está mayor proporción. El medio disperso, se llama SOLUTO y son las sustancias disueltas y que están en menor proporción Ambos componentes se relacionan en base a la igualdad: SOLUCIÓN = SOLUTO + SOLVENTE La igualdad anterior es siempre válida para la masa: MASA SOLUCIÓN = MASA SOLUTO + MASA SOLVENTE Por ejemplo: Por ejemplo 20 g de limón mezclados con 250 g de agua forman 270 g de limonada = + SOLUCIÓN = SOLUTO + SOLVENTE 270 g 20 g 250 g Sin embargo esto no se cumple siempre para los volúmenes. Esta relación de volúmenes sólo se da en las soluciones ideales. SOLUCIÓN IDEAL: es aquella que al ser preparada no altera su volumen.
  • 20. 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
  • 21. 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
  • 22. 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
  • 23. Ejemplo • Una solución salina contiene 30g 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
  • 24. Porcentaje en volumen (% v/v) • Indica el volumen de soluto, en mL, presente en 100 mL de solución. X mL soluto → 100mL solución
  • 25. 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 → 100mL solución X = 15 * 100 = 23 %v/v 65
  • 26. 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
  • 27. Ejemplo • Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de solución. Calcular su concentración en gramos por litro. 10g KCl → 80 mL solución Xg KCl → 1000 mL solución X = 10 * 1000 = 125 g/L 80
  • 28. Partes por millón (ppm) • Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 mL o 1 litro de solución. Nota 1g = 1000 mg X mg soluto → 1000 mL solución
  • 29. Ejemplo • Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g de KNO3 disueltos en 670 mL de solución. En primer lugar se debe transformar los gramos a miligramos, según la relación de arriba. 1 g → 1000 mg 0,85 g → X mg X = 850 mg Teniendo los miligramos calculados, es posible realizar la regla de tres: 850 mg KNO3 → 670 mL solución X mg KNO3 → 1000 mL solución X = 1268,65 ppm
  • 30. Mezclas • Una mezcla está formada por la unión de sustancias en cantidades variables y que no se encuentran químicamente combinadas. • Por lo tanto, una mezcla no tiene un conjunto de propiedades únicas, sino que cada una de las sustancias constituyentes aporta al todo con sus propiedades específicas.
  • 31. Características de las Mezclas • Las mezclas están compuestas por una sustancia, que es el medio, en el que se encuentran una o más sustancias en menor proporción. Se llama fase dispersante al medio y fase dispersa a las sustancias que están en él.
  • 32. Clasificación de las mezclas • De acuerdo al tamaño de las partículas de la fase dispersa, las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.
  • 33. Mezclas homogéneas • Las mezclas homogéneas son aquellas cuyos componentes no son identificables a simple vista, es decir, se aprecia una sola fase física (monofásicas). Ejemplo: aire, agua potable.
  • 34. Mezclas heterogéneas • Las mezclas heterogéneas son aquellas cuyos componentes se pueden distinguir a simple vista, apreciándose más de una fase física. Ejemplo: Agua con piedra, agua con aceite. • Las mezclas heterogéneas se pueden agrupar en: Emulsiones, suspensiones y coloides.
  • 35. Mezclas heterogéneas • Emulsiones: Conformada por 2 fases líquidas inmiscibles. Ejemplo: agua y aceite, leche, mayonesa. • Suspensiones: Conformada por una fase sólida insoluble en la fase dispersante líquida, por lo cual tiene un aspecto opaco. Ejemplo: Arcilla, tinta china (negro de humo y agua), pinturas al agua, cemento. • Coloides o soles: Es un sistema heterogéneo en donde el sistema disperso puede ser observado a través de un ultramicroscopio.