Soluciones

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LAS DISOLUCIONES
Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias.
La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la
de menor cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta.
El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también
un gas, un líquido o un sólido.
Tabla 1. Clasificación de las disoluciones según el origen de sus componentes.
SOLUTO/SOLVENTE SÓLIDO LÍQUIDO GÁS
SÓLIDO
Aleaciones (bronce),
amalgamas
NaCl en agua humo
LÍQUIDO
Emulsión en queso.
Mantequilla
Alcohol en H2O O2 en agua, neblina
GÁS
Piedra pómez, H2
disuelto en platino
Espumas, crema de
afeitar, refrescos
Aire
Características de una disolución
 Las disoluciones se caracterizan por tener una fase homogénea, es decir, tiene
las mismas características en todos sus puntos, o lo que es lo mismo: el
aspecto, sabor, color, etc. son siempre los mismos.
 Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de
mezclas.

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 Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa
sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del
recipiente.
 Sus componentes o fases no pueden separarse por procesos físicos.
Clasificación de las disoluciones según la cantidad de soluto disuelto
Existen varias formas de expresar la concentración de una disolución
cualitativamente, siendo la concentración de una disolución la cantidad de soluto
disuelta en una cantidad unidad de disolvente o de disolución:
Diluidas: En estas, hay muy poca cantidad de soluto, el disolvente puede seguir
admitiendo más soluto.
Concentradas: En ellas hay suficiente cantidad de soluto disuelto, pero el disolvente
todavía puede seguir admitiendo más soluto.
Saturadas: Son aquellas que a una temperatura determinada no pueden seguir
admitiendo más soluto. Si la temperatura aumenta, la capacidad para admitir más
soluto aumenta.
Sobresaturadas: Son aquellas que estando saturadas a una temperatura
determinada, se aumenta ésta para poder echar más soluto, y se vuelve a bajar con
cuidado para que no precipite. Si se les añade más soluto o se mueve bruscamente,
precipita.
Formas cuantitativas de expresar la concentración de la disolución
Existen distintas formas cuantitativas de expresar la concentración de una
disolución, pero las dos más utilizadas son:
Porcentaje en masa del componente (%m/m)= relaciona la masa del
componente en la totalidad de la masa de la disolución.
%m/m= 100
disolucióntotalmasa
disoluciónlaencomponentedemasa

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Ejemplo: Se prepara una disolución que contiene 6.9 g de NaHCO3 por 100g de agua.
¿Cuál es el porcentaje del soluto en esta solución?
Solución: Antes de hallar el porcentaje másico, se debe hallar primero la masa total
de la disolución. Como la disolución está compuesta por soluto más disolvente, su
masa será la sumatoria de las masas de cada componente:
Masa de disolución= masa soluto + masa disolvente= 6.9 g + 100 g = 106.9 g
Ahora el porcentaje en masa de soluto será:
%m/m= %5.6=100×
g9.106
g9.6
Si quiere hallar el porcentaje de disolvente será:
%m/m disolvente= 100-6.5= 93.5%.
Para disoluciones muy diluidas, las concentraciones suelen expresarse en partes por
millón (ppm): es la cantidad de materia contenida en una parte sobre un total de un
millón de partes.
ppm de componente= 6
10×
solucionladetotalmasa
soluciónlaencomponentedelmasa
Ejemplo: Una muestra de 2.5 g de agua freática contiene 5.4 microgramos (g) de
Zn+2
. ¿Cuál es la concentración de Zn+2
en partes por millón?
Como 1 g es 1x10-6
g, 5.4g = 5.4x10-6
g. Así:
ppm = ppm2.2=10×
g5.2
g10×4.5 6
6
Otras formas alternativas comunes de expresar lo mismo serían:
1. microgramo /gramos (g /g).
2. miligramo /kilogramo (mg/kg)
3. Miligramo /litro, (mg/L)

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4. 10000 ppm = 1% peso
5. 1 ppm = 0,0001% peso
En disoluciones diluidas, una ppm equivale a un microgramo/mililitro.
Veamos por qué: En una disolución diluida la cantidad de soluto es muy pequeña, por
tanto, un mililitro de disolución (soluto + disolvente (agua)) tendrá una masa muy
próxima a un mililitro de agua, es decir, un gramo.
Así, 1 microgramo/mililitro será equivalente a 1 microgramo/gramo, que por
definición es una parte por millón o ppm.
Recordar:
 Microgramo (g) es la millonésima parte de un gramo, es decir, 1g =
0,000001 = 10-6
gramos.
 Mililitro (mL) es la milésima parte de un litro, es decir,
1mL = 0,001 =10-3
litros. 1 mL es lo mismo que 1 centímetro cúbico, cm3
o
cc.
Porcentaje en volumen (%v/v): relaciona el volumen de un componente entre el
volumen total de la disolución.
%v/v= 100×
oluciónvolumendis
componentevolumen
Siempre debes tomar en cuenta que las unidades en las cuales estén expresados los
volúmenes deben ser las mismas.
Ejemplo: Una solución blanqueadora comercial contiene 3.62 mL de NaClO, disuelto
en 1000 g de agua. Si se sabe que la densidad del agua es 1 g/mL a 4 ºC, determine
el porcentaje en volumen del hipoclorito de sodio.
Necesitamos hallar el volumen de la disolución, para ello determinamos primero el
volumen del agua, que es el disolvente:
Densidad= =
)mL(volumen
)g(masa
1.0g/mL

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Volumen= =
densidad
masa
mL10000=
mL
g
1
g10000
El %v/v= %0362.0=100×
mL10000
mL62.3
Concentración masa/ volumen (m/V): La concentración masa-volumen se calcula
dividiendo la masa del soluto expresada en gramos entre el volumen de la disolución
expresada en litros, nunca de disolvente, porque al usar matraces aforados de
medidas redondas, si pusiéramos 250 cm3
de disolvente al añadir el soluto el volumen
aumentaría.
m/V =
)L(disoluciónvolumen
)g(solutodemasa
Ejemplo: si se tiene 1,25 g de NaCl disueltos en 250 cm3
H2O, el %m/V será:
m/V= L/g5=
L25.0
g25.1
Molaridad, fracción molar y molalidad.
Varias expresiones de concentración están basadas en el número de moles de uno o
de más componentes de la solución. Se emplean comúnmente tres formas químicas:
Molaridad (M): se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en
moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir:
)(LdisoluciónVolumen
solutodemoles
M 
El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa
molar molecular (M) del soluto.
Ejemplo: conocer la molaridad de una disolución que se ha preparado disolviendo
70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de disolución.

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Se calcula dividiendo el número de moles de soluto entre el volumen de la disolución.
El número de moles se calcula dividiendo la masa entre la masa molecular.
número de moles de NaCl:
La masa molar del cloruro de sodio es la suma de las masas molares atómicas de sus
elementos:
M NaCl = M Na + M Cl = (23 + 35,5) = 58,5 g/mol
El número de moles será:
Moles=
(g/mol)
)g(masa
Μ
=
mol
g
g
5.58
70
= 1,2 mol
y, por tanto, la molaridad será:
M = )molar6.0(M6.0=
L
mol
6.0=
L2
mol2.1
Ejemplo: Halle la molaridad de una disolución acuosa de NaCl de concentración 5
g/L.
Si nos dan la concentración en gramos/litro tomamos el número que nos dan y lo
expresamos en gramos, dividimos este entre la masa molecular del soluto y todo esto
a su vez entre un litro.
Esta concentración quiere decir que hay 5 g de NaCl en 1 L de disolución o de agua.
Moles de NaCl= =
mol/g5.58
g5
0,08547 moles
M= M08574.0=
L1
moles08547.0
Ejemplo: Calcular el volumen necesario de HCl para preparar 250 mL de una
disolución 6M del ácido puro, si se sabe que su densidad es igual a 1.18 g/ml a 25ºC.

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Con la molaridad de la disolución conocida y el volumen de la disolución, se hallan los
moles de soluto:
Moles de soluto= M x Volumen de la disolución
Moles de soluto= 6
L
moles
x 0.25 L = 1.5 moles.
Con la masa molar molecular, se hallan los gramos, para posteriormente con la
densidad hallar el volumen:
M HCl = 36.5 g/mol (hállalo)
Masa de HCl = M x moles = 3.6.5
mol
g
x 1.5 moles= 54,75 g
Densidad (d) =
mL
g
18.1=
)mL(volumen
)g(masa
V= mL40.46=
mL
g
18.1
g75.54
=
densidad
masa
Ejercicio: Calcular la molaridad de una solución de ácido ascórbico (C6H8O6)
preparada al disolver 1.8 g de esta sustancia en suficiente agua para hacer 125 mL de
solución. ¿Cuántos mililitros de esta solución contienen 0.010 moles de ácido
ascórbico?
Fracción molar (Xi): se define como
otalest
i
=Xi
η
η
Siendo i el número de moles del compuesto, y  totales el número total de moles de
todas las especies presentes en la disolución.

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Como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión,
cuando estas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la fracción molar
no está en función del volumen, esta es independiente de la temperatura y la presión.
Ejemplo: calcular la fracción molar de NaClO en una solución blanqueadora comercial
que contiene 3.62% en peso de NaClO.
El porcentaje en peso o en masa nos indica que por cada 100 gramos de solución se
tiene 3.62 g de NaClO y 96.38 gramos de solvente. Si hallamos los moles de soluto y
de solvente, asumiendo que este es agua:
Moles de NaClO= masa (g) / M NaClO = moles049.0=
mol/g5.74
g62.3
Moles de agua = masa (g) / M H2O = moles35.5=
mol/g18
g38.96
( )
3
i 10x06.9=
moles35.5+049.0
moles049.0
=X
Molalidad (m): Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de
disolvente:
disolventeKg
solutomoles
=m
Como en el caso de la molaridad, la concentración molal de una disolución puede
expresarse en la forma 2 m (dos molal) o 0,1 m (0,1 molal), por ejemplo.
Ejemplo: ¿Cuál es la molalidad de una disolución preparada al diluir 5 g de tolueno
(C7H8) en 225 g de benceno (C6H6)?
Determinamos el número de moles de soluto, el tolueno, utilizando su masa molar
molecular (92 g/mol):

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Moles de C7H8 = moles054.0=
mol/g92
g5
Empleando el número de moles del tolueno y los kilogramos del disolvente (benceno)
hallamos la molalidad:
m= molal24.0=m24.0=
Kg225.0
moles054.0
Diferencias entre las unidades de concentración: la elección de la unidad de
concentración depende del propósito de la medición, la fracción molar es utilizada
para el cálculo de presiones parciales de los gases y para el manejo de las presiones
de vapor de las soluciones. La molaridad posee la ventaja de que es más fácil medir el
volumen de la solución, que pesar el solvente, aunque la molalidad es independiente
de la temperatura, lo que hace que muchas veces sea preferible utilizar la molalidad
que la molaridad. El porcentaje en masa tiene la ventaja de que además de ser
independiente de la temperatura, no es necesario conocer la masa molar del
compuesto. Si deseamos convertir molalidad en molaridad, debemos conocer la
densidad de la solución.
El proceso de disolución
Cuando un terrón de azúcar se introduce en un vaso lleno de agua, al cabo de un
tiempo parece, a primera vista, que se ha desvanecido sin dejar rastro de su
presencia en el líquido. Esta aparente desaparición parece indicar que el fenómeno de
la disolución se produce a nivel molecular. La disolución de un sólido supone la
ruptura de los enlaces de la red cristalina y la consiguiente disgregación de sus
componentes en el seno del líquido. Para que esto sea posible es necesario que se
produzca una interacción de las moléculas del disolvente con las del soluto, que recibe
el nombre genérico de solvatación. Cuando una sustancia sólida se sumerge en un
disolvente apropiado, las moléculas (o iones) situadas en la superficie del
sólido son rodeadas por las del disolvente. La repetición de este proceso produce,
al cabo de un cierto tiempo, la disolución completa del sólido.

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Figura 17. Proceso de Disolución.
Adicionalmente, para que el proceso de disolución se de, es necesario que exista
afinidad o semejanza entre las moléculas del solvente y las moléculas del soluto. Ello
explica el viejo adagio de que «lo semejante disuelve a lo semejante». Los
disolventes polares como el agua son apropiados para solutos polares como los
sólidos iónicos o los sólidos formados por moléculas con una cierta polaridad
eléctrica. Por su parte, los disolventes apolares, como el benceno (C6H6), disuelven las
sustancias apolares como las grasas.
Proceso molecular para las soluciones: cuando una sustancia se disuelve en otra,
las partículas del soluto se dispersan en el solvente. Las partículas de soluto ocupan
posiciones que estaban ocupadas por moléculas del solvente. La facilidad con una
molécula de soluto sustituye a una molécula de solvente depende de la fuerza relativa
de tres tipos de interacciones:
1. Interacción solvente – solvente.
2. Interacción soluto – solvente.
3. Interacción solvente – soluto.
El proceso de solución se lleva a cabo en tres etapas. La 1era
es la separación de las
moléculas del solvente y la 2da
incluye la separación de las moléculas del soluto. Estas
etapas requieren de energía para romper las fuerzas intermoleculares de atracción;
como consecuencia, son endotérmicas. En la etapa 3 las moléculas de soluto y
solvente se mezclan para formar la solución. Este proceso puede ser endotérmico o
exotérmico.

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Etapa 1
Etapa 2
Solvente Etapa 3 Soluto
Solución
Figura 18. El desorden de las moléculas en las disoluciones.
Este proceso esta regido por dos factores. Uno es el factor energético, el cual es el
encargado de determinar si el proceso es endotérmico o exotérmico. El otro factor se
refiere a la tendencia hacia el desorden inherente a todos los procesos naturales.
La Solubilidad
La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra.
Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier
proporción. En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue
añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más.
La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a una temperatura y
presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede
ser disuelta en la disolución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad
aumenta al aumentar la temperatura del disolvente. En el caso de sustancias
como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a
medida que disminuye la temperatura.
La solubilidad de las sustancias varía, algunas de ellas son muy poco solubles o
insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el

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bicarbonato de sodio casi no se disuelve. El término solubilidad se utiliza tanto para
designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar
cuantitativamente la concentración de las soluciones. Al proceso de interacción entre
las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le
llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.
Efecto de la temperatura y la presión en la solubilidad de sólidos y gases
En los sólidos: Por lo general la solubilidad varía con la temperatura. En la mayoría
de las sustancias, un incremento de la temperatura causa un aumento de la
solubilidad. Por eso el azúcar se disuelve mejor en café caliente, y la leche debe de
estar en el punto de ebullición.
Los cambios de presión no modifican la solubilidad de un sólido en un líquido. Si un
sólido es insoluble agua, no se disolverá aunque se aumente bruscamente la presión
ejercida sobre el.
En los gases: La solubilidad de los gases disueltos en líquidos es diferente de la que
poseen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua aumenta con la presión del gas
sobre el disolvente. Si la presión disminuye, la solubilidad disminuye también. Se dice
que la solubilidad de los gases es directamente proporcional a la presión.
Cuando se destapa una botella de refresco, la presión sobre la superficie del líquido se
reduce y cierta cantidad de burbujas de dióxido de carbono suben a la superficie. La
disminución de la presión permite que el CO2 salga de la disolución.
En relación con la temperatura, los gases disueltos en líquidos se comportan de
forma inversa a como lo hacen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua decrece a
medida que aumenta la temperatura; esto significa que la solubilidad y la
temperatura son inversamente proporcionales.

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Figura 18. Relación de la solubilidad de los gases y los sólidos iónicos con respecto a
la temperatura.
Los gases disueltos en agua potable (oxigeno, cloro y nitrógeno) son las pequeñas
burbujas que aparecen cuando el liquido se calienta y aún no llega al punto de
ebullición. Cuando el agua hierve queda totalmente desgasificada, por lo cual su sabor
es distinto del que posee el agua sin hervir, por ello se recomienda airear esta agua
antes de beberla.
La relación entre la presión y la solubilidad de los gases se expresa en términos de
una ecuación simple conocida como La Ley de Henry:
gg P×k=C
Donde Cg es la solubilidad delgas en la disolución, Pg es la presión parcial del gas
sobre la solución y k es una constante de proporcionalidad conocida como la constante
de Henry. Esta constante es diferente para cada par soluto-disolvente. Por ejemplo, la
solubilidad del N2 en agua a 25ºC y 0.78 atm de presión es 5.3x10-4
M.la constante de
la ley de Henry para el N2 en agua es 6.8x10-4
mol/L atm.
Ejemplo: calcular la concentración de CO2 en una bebida refrescante que se ha
embotellado con una presión parcial de CO2 de 4 atm a 25ºC. la constante de Henry
para el CO2 en agua a esa temperatura es 3.1x10-2
mol/L atm.
La ecuación de la Ley de Henry se puede aplicar en forma directa:
L
mol
12.0=atm4×
atm×L
mol
10×1.3=P×k=C 2
gg
Ejercicio: Calcular la concentración de CO2 en una bebida refrescante una vez abierta
la botella, a 25ºC bajo una presión parcial de CO2 de 3 x 10-4
atm.

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Preparación de Soluciones
Uno de los problemas que con mayor frecuencia se deben resolver en un laboratorio,
lo constituye el acondicionamiento de la concentración de las soluciones a las
necesidades específicas de los diferentes usos.
Como preparar una solución de Molaridad conocida:
1. El soluto es pesado con exactitud.
2. El soluto es transferido a un matraz volumétrico por medio de un embudo.
3. Se añade agua al matraz y se agita suavemente para disolver el sólido.
4. Cuando el soluto este completamente disuelto se le agrega agua hasta llegar a
la marca de aforo.
5. Si conocemos el volumen de la solución y la cantidad de soluto (en moles)
disuelto, podemos calcular la Molaridad.
También las soluciones de trabajo en el laboratorio como los ácidos clorhídrico,
nítrico, sulfúrico, fosfórico y acético, se preparan normalmente por dilución de
soluciones concentradas. Todos estos procesos de dilución emplean cálculos que es
preciso conocer para poder realizar.
Considérese por ejemplo que se desea preparar una solución de ácido sulfúrico de
concentración 0,10 M, a partir de una solución concentrada cuya densidad es 1.82
g/mL y cuya composición porcentual es del 91,11 % m/m. ¿Cual sería el
procedimiento para prepararla?
De la densidad se sabe que hay 1.82 g de solución ácido sulfúrico por cada mililitro
de disolución. Si se toma como base de cálculo 100 mL de disolución, habrá entonces
182g del ácido.
Entonces, la masa de soluto presente, según el %m/m es:
Masa de soluto=182 g x 0.911=165,82 g.
Así 100 mL de solución concentrada de ácido sulfúrico contiene 165,82 g de H2.SO4
puro; el resto, (182,0 – 165,82 = 16,18 g.), es agua o impurezas.
Podemos hallar los moles de H2SO4:

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100 mL Solución Ácido Sulfúrico  165,82 g. / 98 g/mol. = 1,69 moles de
H2SO4
Haciendo un factor de conversión:
mL92.5=moles1.0×
moles69.1
mL100
De esta forma, si se desea preparar una solución 0,10 M de ácido sulfúrico a partir de
una solución mas concentrada de densidad 1,82 g/mL y concentración porcentual del
91,11 %, se deberán tomar 5,92 mL de la solución concentrada y diluirlos a un litro
con agua destilada.
Valoración de una disolución
La valoración, también llamado análisis volumétrico, se determina la concentración
desconocida de una solución, midiendo el volumen que se requiere de ella para
reaccionar con un volumen fijo de una solución cuya concentración es perfectamente
conocida.
El proceso de adición de un volumen medido de la solución de concentración conocida
para que reaccione con el soluto contenido en un volumen fijo de la solución de
concentración desconocida se conoce como Valoración Volumétrica.
Figura 19. Materiales para valorar una solución.
La solución de concentración conocida se conoce como solución patrón y la de
concentración desconocida como solución problema. El punto en el cual la cantidad

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del soluto contenido en un volumen fijo de Solución Patrón, equivale químicamente a
la cantidad de soluto contenido en un volumen fijo de la Solución Problema, se conoce
como punto de equivalencia o punto estequiométrico. Las valoraciones
volumétricas se realizan en montajes como el indicado en la figura 19 y los puntos
de equivalencia se determinan mediante el uso de indicadores.
El reactivo que se adiciona desde la bureta se conoce como agente titulante y la
sustancia que reacciona con él y que se halla presente en la solución problema se
conoce como agente titulado. De esta forma, un indicador es una sustancia que
reacciona con el agente titulante pero cuya constante de formación es menor que la
correspondiente al producto de la reacción entre el agente titulante y el agente
titulado.
Como ya se dijo antes, en el punto final de una valoración volumétrica la cantidad del
agente titulado debe ser igual a la cantidad del agente titulante o lo que es lo mismo,
en el punto final de una valoración, las concentraciones de los solutos reaccionantes
deben ser equivalentes. Por tal razón se cumple en el punto de equivalencia:
VSOLUCIÓNPATRON xCSOLUCIÓNPATRÓN =VSOLUCIÓNPROBLEMA xCSOLUCIÓNPROBLEMA.
Hecho este que se resume generalmente mediante la ecuación:
V1 x C1 = V2 x C2.
Y puesto que la concentración puede expresarse en términos de Molaridad, entonces
se particulariza a:
V1 x M1 = V2 x M2
Ejemplo: Una disolución de NaOH de concentración 0.2 M es empleada para
determinar la concentración de una disolución de HCl. Si se colocan en la fiola 25 mL
del ácido, y se observa que en el punto se equivalencia se gastó 12.5 mL de la base,
¿Cuál será la concentración del HCl?
V1= 12.5 mL
M1 = 0.2 M

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V2= 25 mL
M2=?
Aplicando la ecuación, se tiene:
M2 = V1 x M1 / V2 = 12.5 mL x 0.2M / 25 mL = 0.1M
Dilución de disoluciones
Considérese el caso de una muestra de agua de mar a la que se le desea medir su
concentración de cloruro, calcio y magnesio. Ya que la concentración de estos iones
en el agua de mar es demasiado alta como para poder realizar la medición
directamente, normalmente se procede a diluir la muestra, antes de realizar la
medición propiamente dicha.
Supóngase entonces que se toman 25 mL de la muestra original en un matraz
aforado, (Figura 20) y se diluyen a 250 mL con agua destilada, (Solución A). Luego
de homogenizar la solución recién preparada, se toman ahora 10 mL de esta solución
en un matraz aforado y se diluyen nuevamente con agua destilada hasta 250 mL,
(Solución B). Si posteriormente se realizan las determinaciones sobre la solución B y
se encuentra que en ella las concentraciones para calcio, magnesio y cloruro son
respectivamente 15, 45 y 85 ppm, ¿cual será entonces la concentración de estos
elementos en la muestra original?
25 mls
Muestra
250
mls
10 mls
Muestra
250
mls
A B
Figura 20. Dilución de una muestra.
Si se toman 10 mL de la solución A y se diluyen a un volumen de 250 mL con agua
destilada, todas las sustancias que se hallaban disueltas en A, estarán ahora en la
solución B, 25 veces mas diluidas. En general, en las operaciones de dilución, el
volumen final al cual se lleva una dilución, dividido por el tamaño de la alícuota, se
conoce como el “Factor de Dilución”.

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VOLUMEN SOLUCIÓN DILUIDA
FACTOR DE DILUCIÓN = --------------------
VOLUMEN DE ALÍCUOTA
El factor de dilución es entonces, el número por el cual se debe multiplicar la
concentración de un soluto en una Dilución, para reproducir la concentración de la
muestra original. Así, el factor de dilución para pasar de la muestra original a la
Solución A, será igual a 250 mL / 25 mL = 10.
A su vez, el factor de dilución para pasar de la Solución A a la Solución B, sería
igual a 250 mL / 10 mL = 25. Por lo tanto, el factor de dilución para pasar de la
muestra original a la Solución B, será igual a 10 X 25 = 250. Esto significa que la
concentración en la muestra original es 250 veces mayor que la concentración en la
solución B, donde se realizaron las mediciones.
En una dilución los moles de soluto no cambian, porque se estan agregando a la
disolución son moles de solvente. Por ello se cumple que:
Moles soluto disolución concentrada= moles de soluto disolución diluida; de allí que:
DILUIDADILUIDAACONCENTRADACONCENTRAD VCVC 
Y con esta ecuación se pueden hallar las concentraciones o los volúmenes en las
diluciones.
Ejemplo: ¿Cual será la concentración de 10 mL de una solución de HCl que se obtiene
a partir de una botella de solución madre de concentración 25M, y de capacidad
500mL?
Aplicando la ecuación:
C concentrada= 25 M
V concentrada = 10mL
V diluída = 500 ml
C diluída= ?

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C diluída= M
mL
mLM
Vdiluida
daVconcentradaCconcentra
5.0
500
1025




Si se quiere hallar el factor de dilución será: 10 mL/500 mL= 0.02.
Mezclas de Soluciones
Otra de las operaciones frecuentes en un laboratorio es la determinación de la
concentración de una solución que ha sido preparada por mezcla de diferentes
volúmenes de diversas soluciones.
Considérese por ejemplo que se desea conocer la concentración de azúcar y cloruro
de sodio de un cocktail que ha sido preparado por combinación de 100 mL de
gaseosa, 200 mL de cerveza y 700 mL de agua, sabiendo que la gaseosa contiene 2
gramos por litro de cloruro de sodio y 10 gramos por litro de azúcar, (C6H12O6),
mientras que la cerveza contiene 1 gramo de cloruro de sodio por litro y 2 gramos por
litro de azúcar.
La concentración de una mezcla de soluciones se puede calcular fácilmente a partir de
las cantidades de soluto contenidas en cada una de las alícuotas, sumándolas y
refiriéndolas al volumen total de la mezcla o nueva solución, es decir, a la suma de los
volúmenes de cada una de las soluciones que componen la mezcla:
Soluciones Azúcar Cloruro de Sodio Volumen
Agua 0,0 0,0 700 mls
Cerveza 0,4 0,2 200 mls
Gaseosa 1,0 0,2 100 mls
Mezcla 1,4 0,4 1000 mls
Como puede verse, resulta muy práctico realizar este tipo de tablas para calcular la
concentración de una mezcla de soluciones. Es evidente entonces que la composición
de la mezcla será, de 1,4 g/l en azúcar y 0,4 g/l en cloruro de sodio.
Ejemplo: Una muestra de 0.752 g de NaCl se disuelven en 60 g de agua. ¿Cuál es el
% p/p del NaCl en esta solución?
Respuesta:

20
%23.1=100*
g752.60
g752.0
=100*
ciónmasadesolu
tomasadesolu
=p
p
%
g752.60=g60+g752.0=entemasadesolv+tomasadesolu=cionmasadesolu
Ejemplo: Calcule la molaridad de una solución de ácido fosfórico (H3PO4) que
contiene 35.2 g del ácido en 250 g de agua. La densidad de la solución es de 0.98
g/mL.
Respuesta: se debe obtener la masa molar del ácido fosfórico.
H = 3 átomos * 1 g/mol = 3.00 g/mol
P = 1 átomo * 30.97 g/mol = 30.97 g/mol
O = 4 átomos * 16 g/mol = 64.00 g/mol
97.97 g/mol
Luego calculamos el número de moles de soluto:
mol359.0=
mol/g97.97
g2.35
=
masamolar
lutogramosdeso
=moles
A continuación utilizamos la densidad del agua para obtener los litros de solución:
gramos de solución = gramos de soluto + gramos de solvente = 35.2 g + 250 g =
285.2 g
L29102.0=
mL1000
L1
*ml02.291=
ml/g98.0
g2.285
=)L(volumen
para obtener la molaridad utilizamos la siguiente formula:
M23.1=
L29102.0
mol359.0
=
luciónLitrosdeso
utomolesdesol
=M
Ejemplo: Calcule la molalidad de una solución de ácido acético (CH3COOH) que
contiene 32.9 g de ácido y 320 g de agua.

21
Respuesta: se debe obtener la masa molar del ácido acético.
C = 2 átomos * 12 g/mol = 24 g/mol
O = 2 átomos * 16 g/mol = 32.00 g/mol
60 g/mol
calculamos el numero de moles de soluto:
mol548.0=
mol/g60
g9.32
=
masamolar
lutogramosdeso
=moles
debemos convertir los gramos de agua en Kg de agua:
kg320.0=
g1000
Kg1
*g320=Kg
para obtener la molalidad utilizamos la siguiente formula:
m71.1=
Kg320.0
g548.0
=
teKgdesolven
utomolesdesol
=m
Ejemplo: ¿Cuál es la fracción molar del cloruro de sodio (NaCl) en una solución que
contiene 22.5 g de este soluto disuelto en 100 g de agua?
Respuesta: se debe obtener la masa molar del cloruro de sodio y del agua.
Na = 1 átomo * 23 g/mol = 23.00 g/mol
Cl = 1 átomo * 35.45 g/mol = 35.45 g/mol
58.45 g/mol
y para el agua su masa molar es de 18 g/mol
calculamos el numero de moles de soluto:
mol385.0=
mol/g45.58
g5.22
=
masamolar
lutogramosdeso
=moles

22
calculamos los moles de agua:
mol56.5=
mol/g18
g100
=
masamolar
uagramosdeag
=moles
luego obtenemos los moles totales:
Moles totales = moles de soluto + moles de agua = 0.385 mol + 5.56 mol = 5.945
mol
Para obtener la fracción molar del soluto sustituimos en:
065.0=
mol945.5
mol385.0
=
esmolestotal
lmolesdeNaC
=XNaCl
Ejemplo: Calcule la molaridad de una solución 1.45 m de etanol (C2H6O) que tiene
una densidad de 0.976 g/mL.
Respuesta: debemos fijar una base de cálculo que sea conveniente, como la
concentración esta expresada en molalidad tomares como base 1 Kg de solvente.
Al realizar esto podemos decir que existen 1.45 moles en 1 kg de solvente.
La masa molar del etanol es:
C = 2 átomos * 12 g/mol = 24 g/mol
O = 1 átomo * 16 g/mol = 16.00 g/mol
46.00 g/mol
con esto tendremos la masa de soluto:
gmolgmolmasamolarutomolesdesollutogramosdeso 7.66/46*45.1* 
la masa de la solución será = g de soluto + g solvente = 66.7 g + 1000 g 0 = 1066.7
g
con la densidad obtenemos el volumen de solución:
L093.1=
mL1000
L1
*ml93.1092=
ml/g976.0
g7.1066
=)L(volumen

23
para obtener la claridad simplemente sustituimos:
M33.1=
L093.1
mol45.1
=
luciónLitrosdeso
utomolesdesol
=M
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio (K2Cr2O7) se requieren para
preparar 500 mL de una solución cuya concentración debe ser 2 M.
Respuesta: primeramente debemos determinar el número de moles de dicromato de
potasio que existen en los 500 mL de la solución:
mol1=
mL1000
L1
mL*500*
L
mol2
=OCrMolesK 722
la masa molar del K2Cr2O7 es 294.2 g/mol:
722722 OCrgdeK2.294=mol/g2.294*mol1=masamolar*moles=OCrgramosdeK
por lo que se debe pesar 294.2 g de dicromato de potasio, colocarlos en un matraz de
500 mL y añadirle agua hasta alcanzar la marca de aforo.
Ejemplo: Describa como preparar una solución de 250 mL de H3PO4 1.5 M, a partir de
una solución de H3PO4 7.5 M.
Respuesta: se proceden a identificar cada uno de los datos:
Mc = 7.5 M Md = 1.5 M
Vc = ? Vd = 250mL
Sustituyendo en la ecuación:
mLMVM
VMVM
c
ddcc
250*5.1*5.7
**


despejando Vc:

24
mL
M
mLM
Vc 50
5.7
250*5.1

por lo tanto para obtener la concentración que requerimos debemos diluir 50 mL de la
solución concentrada (7.5 M), con la cantidad de agua necesaria para obtener los 250
mL, en un matraz que posea ese volumen final.
Ejemplo: en un experimento de titulación, un estudiante encuentra que se necesitan
0.678 g de HCl para neutralizar completamente 50 mL de una solución de NaOH.
¿Cuál es la concentración (molaridad) de la solución de NaOH?
Respuesta: debemos escribir primeramente la ecuación balanceada:
HCL(ac) + NaOH(ac) NaCL(ac) + H2O (l)
Se calcula el número de moles de HCl utilizados en la titulación:
mol0186.0=
mol/45.36
g678.0
=
masamolar
lgramosdeHC
=molesdeHCl
como la relación es un mol de HCl a un mol de NaOH, debe haber 0.0186 mol de
NaOH en los 50 mL de la solución de NaOH. Entonces, procedemos a buscar su
concentración:
M37.0=
L05.0
mol0186.0
=
luciónLitrosdeso
HmolesdeNaO
=M
Ejemplo: el éter etílico es un líquido muy inflamable utilizado como solvente. La
presión de vapor del éter etílico es de 401 mmHg a 18 ºC. Calcule su presión de vapor
a 32 ºC.
Respuesta: el vapHΔ = 26 kJ/mol
P1 = 401 mmHg P2 = ?
T1 = 18 ºC = 291 K T2 = 32 ºC = 305 K

25
Utilizando la siguiente ecuación
T*T
TT
*
R
H
=
T
1
T
1
*
R
H
=
P
P
ln
21
21vap
12
vap
2
1
ΔΔ
K305*K291
K305K291
*
mol*K/J314.8
mol/J26000
=
P
401
ln
2
aplicando el antilogaritmito en ambos lados, se obtiene:
6106.0=
P
401
2
entonces la nueva presión de vapor será de 657 mmHg.

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