PPT de Soluciones y Disoluciones explicando todo acerca de ello, incluyendo sus tipos, características, propiedades, preparación y ejemplos acerca de la volumetría.

1. Tomas MezaMariorethZamira
ValenciaGuarda Dayanna Lisbeth
Vásquez Saenz Brenda Giannina
VicuñaVillavicencio Yamilet Brisa
Yanac Ríos PieroAlessandro
:Guerra Lazo Cayo Eduardo

3. SOLUCIONES (Disoluciones)
Una disolución es la mezcla homogénea de dos o más componentes que no reaccionan entre sí y que se encuentran en proporciones
variables. Las disoluciones tienen dos elementos: un solvente o disolvente, que es en el que se disolverá el soluto, y que generalmente está
presente en mayor proporción.
SOLUTO:
Es el componente en menor cantidad, el soluto se encuentra dentro del solvente.
En el caso de que la solución presente más de dos componentes, los de menor
presencia los consideraremos solutos.
SOLVENTE (disolvente):
Es el componente mayoritario.
Existen solventes “polares”: agua, alcohol etílico y amoníaco.
Los solventes no polares: benceno (C6H6), tetracloruro de carbono (CCl4), éter (C2H5
– O – C2H5).
En las soluciones líquidas se toma como “solvente universal al H2O” debido a su alta
polaridad.

4. TIPOS DE SOLUCIONES
Se entiende como solución química a una mezcla de dos o más sustancias en estado
líquido, solido o gaseoso de composición homogénea.
Soluciones Líquidas
Son las soluciones en la que el disolvente o solvente es un líquido. Estas soluciones
pueden integrar el sólido en líquido.
Soluciones Gaseosas
Son soluciones homogéneas en la que el disolvente está compuesto por un gas,
como es el caso del oxígeno, del dióxido de carbono; y demás gases que se
disuelven con el nitrógeno.
Soluciones Sólidas
Son las soluciones en las que el disolvente o solvente es un sólido. Incluye las
aleaciones como bronce, latón, acero, etc. Son fáciles de encontrar en la
naturaleza.

5. a. Solución diluida o insaturada
Es aquella que contiene una pequeña proporción del
soluto, disuelto en una gran cantidad de disolvente.
Ejemplo; Una cucharadita de azúcar en un vaso de agua,
un gramo de sal en un litro de agua.
b. Solución concentrada
Es la que tiene gran cantidad de soluto, disueltas una pequeña
cantidad de disolvente.
Ejemplo; tres cucharadas de azúcar disueltas en medio vaso de
agua; 25 gramos de sal en 100 mililitros de agua. (ambos casos
el disolvente, que es el agua, está a la temperatura ambiente)
c. Solución saturada
Es aquella que contiene la máxima cantidad posible de soluto que
el disolvente puede disolver, a una temperatura determinada, es
decir, si agrega más soluto, ya no se disuelve en el disolvente.
Ejemplo; 5 cucharadas de azúcar en medio vaso de agua; 39
gramos de sal disueltos en 100 mililitros de agua (es la máxima
cantidad de soluto que se puede disolver).
Esto quiere decir que hay un equilibrio entre las moléculas de
soluto y las moléculas de disolvente. Esquemáticamente
se representa así;
Soluto disuelto ↔ Disolvente
1) Tipos de soluciones según la cantidad de soluto:

6. d. Solución sobresaturada
Es la que tiene en solución una mayor cantidad de soluto que
la solución saturada, en la misma cantidad de disolvente. Se
prepara calentando el disolvente con un exceso de soluto,
dejando enfriar posteriormente.
Este es un sistema inestable que cualquier factor externo
puede alterar; basta agregar una pequeñísima cantidad de
soluto para que este se precipite y se formen cristales.
Ejemplo; En medio vaso de agua caliente disuelven 6
cucharadas de azúcar; en 100 mililitros de agua caliente, se
disuelven 40 gramos de sal.
SOLUBILIDAD: En química, la solubilidad mide la capacidad de
una determinada sustancia para disolverse en un líquido. Algunos
líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en
cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar
tiene un límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad
adicional en una solución está dejará de solubilizarse, llamándose
a esta solución saturada. También es definida como la proporción
en que una cantidad determinada de una sustancia se disolverá en
una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura dada.

7. Soluciones electrolíticas. Estas son soluciones compuestas en exceso
por moléculas iónicas, las cuales las mismas disponen de electricidad,
en consecuencia no es que estas soluciones por si mismas sean
eléctricas sino que funcionan como vínculo conductor de la misma,
entendiendo que la electricidad representa energía y movimiento.
Soluciones no electrolíticas. Estas son soluciones que disponen de un
compuesto por el hecho de que al disolverse no puede transportar electricidad en su
líquido.
Estas son aquellas en las cuales se puede apreciar desde el microscopio las
moléculas de soluto desvanecidas o bien desfragmentadas que en el caso de las
soluciones electrolitos se haya compactas.
Estas presentan todas sus moléculas fragmentadas permaneciendo por igual ante la
intervención el líquido neutro como lo es el agua.
2) Tipos de soluciones según la conductividad eléctrica:

8. La concentración:
 El porcentaje en peso. (% p/p)
 Expresa los gramos de soluto que se encuentran disueltos en 100g de la solución.
 Las partes por millón (ppm) expresa los gramos de soluto que hay en un millón de gramos de
disolución.
 El porcentaje en volumen. (% v/v)
 Expresa los mililitros de soluto que se encuentran disueltos en 100 ml de disolución.
 El porcentaje en peso/volumen. (% p/v)
 Expresa los gramos de soluto que se encuentran disueltos en 100 ml de disolución.

10. Soluciones normales:
La normalidad de una solución se refiere al número de equivalentes de un soluto que ella posee por litro de
solución, para hallar este número de equivalentes es necesario conocer su peso equivalente y el tipo de
compuesto químico.
Es necesario observar nuestras soluciones, aspecto físico, comportamiento y manipulación para poder
tener un conocimiento de lo que son las soluciones normales. Denominando las soluciones como dos o más
sustancias, cuya composición está dentro de los límites establecidos, siendo que varee. Cuando se habla
de la normalidad de una solución se refiere al número de equivalentes de un soluto que ella posee por litro
de solución. Pero para hallar este número de equivalentes es necesario conocer su peso equivalente, el
cual varía entre los elementos, el tipo de compuesto químico o inclusive la reacción que tome lugar.
Por esto las soluciones normales son por lo general más complicadas de preparar en lo que respecta a
sus cálculos teóricos. Se reconocen porque presentan la “N” de normalidad en sus rótulos.
Preparación:
 Paso 1: Buscar las características químicas del reactivo que se desea preparar, utilizando la
información que aparece en la etiqueta del envase de los reactivos.
 Paso 2: Realizar los cálculos necesarios para la preparación de las soluciones normales. La
normalidad se expresa en equivalentes por litro (Eq/L) y se abrevia con la letra ‘N’.

13. Las soluciones molares son todas las soluciones cuya concentración de
soluto se expresa en moles por litro de solución. Un mol es la unidad que
se utiliza para medir la cantidad de una sustancia que contiene ambas
partículas (6.022 1023) en forma de átomos, moléculas o iones, dado
que hay átomos de carbono en 0,012 kg de carbono 12. Una solución, por
otro lado, es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La
sustancia con el porcentaje más bajo se llama soluto,
mientras que el solvente es la sustancia con la mayor densidad. Ambos
componentes se pueden encontrar como sólidos, líquidos o gases.
En soluciones, la masa molar o masa molecular se usa para convertir la
expresión de la concentración de la solución de g/l a moles/l. La
expresión mol/l a menudo se reemplaza por la letra "M" en estas
soluciones. Por lo general, estas soluciones se encuentran en el mismo
laboratorio, donde la concentración del soluto debe expresarse en
términos de molaridad. Así, por ejemplo, sabemos qué ácidos son los
más concentrados mirando sus respectivos moles: 0,01 M, 12 M, etc.

14. PRIMER PASO
Encuentre las propiedades de los reactivos, como la
masa atómica o molar del elemento o
compuesto para el cual se preparará la solución.
También es importante saber si el reactivo es
anhidro (sin agua) o hidratado, así como el grado de
pureza, etc. Esta información se puede encontrar en
libros u otras fuentes. Además, los contenedores de
reactivos etiquetados contienen toda la
información sobre sus propiedades.
SEGUNDO PASO
Realizar los cálculos necesarios para preparar la solución molar deseada. Para
ello, debe conocerse el volumen del reactivo que se requiere preparar, así como
su masa molar o peso molecular.
El tener estos conocimientos permite calcular los gramos del reactivo
necesarios para preparar la solución molar. Una forma simple de calcular la
molaridad (moles/L) de una solución es mediante la aplicación de la fórmula
siguiente:
Molaridad (moles/L) = concentración soluto (g/L) ÷ PM (g/mol)
Siendo PM el peso molecular del soluto.
Por ejemplo, si se desea preparar un 1 litro de una solución de cloruro de sodio 5 M: ¿qué cantidad se necesita utilizar, sabiendo que el peso
molecular o masa molar del NaCl es 58,5 g/mol?
Queremos determinar cuántos gramos de NaCl se disolverán en un litro. Despejaremos pues, g/L:
Molaridad (moles/L) = concentración soluto (g/L) ÷ PM (g/mol)
g/L NaCl = peso molecular (g/mol) x molaridad (mol/L)
= (58,5 g/mol) x (5 mol /L)
= 292,5 g de NaCl

15. CUARTO PASO
Ponga una cantidad ponderada de reactivo en el vaso de
precipitados y elija su volumen de acuerdo con la masa del
reactivo a preparar. Luego se agrega agua desionizada y la
solución se agita hasta que el reactivo se disuelve en el agua.
Debe tener cuidado de no agregar demasiada agua, lo que hará
que el volumen de la solución sea mayor que el volumen
predeterminado, ya que la molaridad de la solución será menor
que la requerida.
QUINTO PASO
Después de disolver los reactivos, el contenido
del vaso de precipitados se vierte en el vaso de
precipitados volumétrico, se agrega agua hasta
la marca.
Finalmente, la solución se transfiere a un
recipiente adecuado, etiquetado para contener
toda la información relevante sobre la solución
molar. Esto ayudará a identificarlo en los
procesos de laboratorio.
TERCER PASO
Efectuar la pesada del reactivo en
una balanza analítica o de
precisión, de tal manera que la
cantidad de reactivo pesada
corresponda exactamente con la
que previamente se calculó para
preparar la solución molar.

17. MOLALIDAD (m).
La Molalidad (m) o Concentración Molal es el número de moles de soluto que
están disueltos en 1 kilogramo de disolvente.
La Molalidad de una disolución viene determinada por la siguiente fórmula:
mol de soluto
m = -------------------- Entonces, la unidad de medida de molalidad es [mol/Kg].
1 Kg de solvente
Por ejemplo:
• una solución 1m de glucosa (léase “uno molal”), indica que contiene 180 g de
glucosa ( = 1
mol) disueltos en 1000 g de agua (= 1 Kg), dando una masa total de 1180 g de
solución.
La ventaja de usar la molalidad en lugar de molaridad (moles soluto / volumen
disolución) es debido a que el volumen de una disolución varía con la
temperatura y de la presión. Como la molalidad no tiene en cuenta el volumen,
puede medir la concentración con mayor presión.

19. volumetría
Es una técnica de la química analítica clásica basada en reacciones químicas y medida de volumen.
El término volumetría (medida de volumen) también se le conoce como “valoración” y “titulometría” (medida de título).
Un reactivo en solución llamado valorante, titulador o titulante de concentración conocida (ubicado en la bureta) se utiliza
para que reaccione con una solución que contiene la especie química o analito de concentración desconocida (ubicado en el
Erlenmeyer). La titulación se termina en el momento que ocurre un cambio físico perceptible por el ojo humano. El análisis
se utiliza para determinar la concentración desconocida de un analito en una muestra.

20. Aspectos prácticos de una titulación
Utilizando una bureta calibrada para añadir el valorante es posible determinar la cantidad exacta que se ha consumido cuando se
alcanza el punto final.
El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador.
Idealmente el volumen experimental requerido en la titulación es igual al volumen teórico requerido en el punto de equivalencia o
punto estequiométrico; en este caso, el número de equivalentes del titulante añadido es igual al número de equivalentes del analito,
cualquier diferencia es conocida como error de titulación.
En la valoración clásica de un ácido fuerte con una base fuerte, el punto final de la valoración es el punto en el que el producto de la
reacción (una sal neutra) muestra pH = 7 unidades.
El procedimiento para determinar ese momento o punto en la gráfica de titulación es detectando un cambio de color en la solución.
En este caso, el indicador debe presentar diferentes colores dependiendo del valor de pH del medio.
El indicador es una especie química orgánica que se comporta como ácido o como base. Si es una especie orgánica ácida (Ar-COOH),
cuando está en un medio ácido predomina su forma no ionizada (Ar-COOH) con un color característico.
Si, por el contrario, el medio es alcalino, el indicador se ioniza (Ar-COO-), presentando un color característico diferente al no
ionizado. Si el indicador es una especie orgánica básica presentará un comportamiento opuesto al descrito para el indicador ácido.

22. Ejercicio:
Se disuelven 20 = g de NaOH en 560 g de agua. Calcula
•la concentración de la disolución en % en masa
•su molalidad.
Na = 23
O =16
H =1
a)
Paso 1:
Paso 2:
Paso 3:
b)
Paso 1:
Paso 2:
Paso 3:
Paso 4:

24. EJERCICIO:
1. Para preparar 125 mL de solución al 4,0 % en volumen de
alcohol etílico en agua se utilizaron .......... mL de alcohol etílico.
Solución:
4,0 ml. De alcohol etílico = X ml. de alcohol etílico
100,0 ml. de solución 125 ml. de solución
X = 5.0 ml. de alcohol etílico