disoluciones

1. Soluciones o Disoluciones
Químicas
Unidad 4
Profesor Jorge Díaz Galleguillos

2. 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.

3.  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.
Características de las Mezclas

4. Elemento Compuesto
Sustancias puras
Mezcla
Homogénea
Mezcla
Heterogénea
Mezcla
coloidal
Suspensión
Mezcla
Sistema material
4
Elemento Compuesto
Sustancias puras
Mezcla
Homogénea
Mezcla
Heterogénea
Mezcla
coloidal
Suspensión
Mezcla
Sistema material
Elemento Compuesto
Sustancias puras
Mezcla
Homogénea
Mezcla
Heterogénea
Mezcla
coloidal
Suspensión
Mezcla
Sistema material
MATERIA

5. Clasificación de las mezclas
 De acuerdo al tamaño de las partículas de la
fase dispersa, las mezclas pueden ser
homogéneas o heterogéneas.

6. 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.

7. 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.

8. 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.

9. Soluciones Químicas
 Son mezclas homogéneas (una
fase) que contienen dos o más
tipos de sustancias denominadas
soluto y solvente; que se
mezclan en proporciones
variables; sin cambio alguno en
su composición, es decir no existe
reacción química.
Soluto + Solvente → Solución

10. COMPONENTES DE UNA DISOLUCION
SOLUTO: Es la sustancia que se encuentra en
menor cantidad y por lo tanto, se disuelve
SOLVENTE O DISOLVENTE: Es la sustancia
que se encuentra en mayor cantidad y por lo
tanto, disuelve

11. Soluto
 Es la sustancia que se disuelve, dispersa o
solubiliza y siempre se encuentra en menor
proporción, ya sea en peso o volumen.
 En una solución pueden haber varios solutos.
 A la naturaleza del soluto se deben el color, el olor,
el sabor y la conductividad eléctrica de las
disoluciones.
 El soluto da el nombre a la solución.

12. Solvente o disolvente
 Es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y
generalmente se encuentra en mayor proporción.
 Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y
amoníaco) y no polares (benceno, éter, tetracloruro
de carbono).
 En las soluciones líquidas se toma como solvente
universal al agua debido a su alta polaridad.
 El solvente da el aspecto físico de la solución.

13. Solución Solvente Soluto
Bebida (l) H2O Azúcar, CO2
Aire (g) N2 O2, CH4
Soldadura (s) Cr Mn, C , P , Si , S
Ejemplos:

14.  Disoluciones sólidas: son las aleaciones de los metales
Ejemplos:
Bronce (Cu-Sn) Acero (Fe-C)
Latón (Cu-Zn) Amalgama (Hg – METAL)

15.  Disoluciones liquidas
Sólido en liquido Liquido en
liquido
Gas en liquido
Azúcar en agua
Sal en agua
Alcohol en agua CO2 en agua
(Bebidas gaseosas)
• Disoluciones gaseosas
 aire
 smog

16. Según estado físico
de soluto y disolvente.
 Soluto Disolvente Ejemplo
– Gas Gas Aire
– Líquido Gas Niebla
– Sólido Gas Humo
– Gas Líquido CO2 en agua
– Líquido Líquido Petróleo
– Sólido Líquido Azúcar-agua
– Gas Sólido H2 -platino
– Líquido Sólido Hg - cobre
– Sólido Sólido Aleaciones
16

17. CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN
 La relación entre la cantidad de sustancia
disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente
se conoce como concentración.
 Esta relación se expresa cuantitativamente
en forma de unidades físicas y unidades
químicas, debiendo considerarse la
densidad y el peso molecular del soluto.

18. 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

19. 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

20. 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

21. 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

22. Porcentaje en volumen (% v/v)
 Indica el volumen de soluto, en mL, presente
en 100 mL de solución.
X mL soluto → 100mL solución

23. 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

24. 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

25. 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

26. 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

27. 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

28. 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

29. 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

30. 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

31. 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)

32. 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

33. 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

34. Solubilidad
 Se define solubilidad como la máxima cantidad de
un soluto que puede disolverse en una determinada
cantidad de solvente a una temperatura dada. La
solubilidad depende de la temperatura, presión y
naturaleza del soluto y solvente.
 La solubilidad puede expresarse en:
gramos de soluto , gramos de soluto, moles de soluto
Litro de solvente 100g de solvente litro de solución

35. Dilución
 Procedimiento por el cual se disminuye la
concentración de una solución por adición de
mayor cantidad de solvente.
 Al agregar más solvente, se está
aumentando la cantidad de solución pero la
cantidad de soluto se mantiene constante
C1 x V1 = C2 x V2

36. EL AGUA COMO DISOLVENTE
El agua es el disolvente
más universal, es decir, el
líquido que más sustancias
disuelve y ello hace que sea
una de las sustancias más
importantes en el ámbito de
las disoluciones.
Soluto polar:
Si se disuelve en agua.
Soluto no polar:
No se disuelve el agua, pero sí en disolventes no
polares.

37. Proceso de disolución

38. Ejemplo
 ¿Qué volumen de HCl 18 M se necesitan
para preparar 6 litros de solución 5 M?
C1 x V1 = C2 x V2
5M 6L 18M X
X = 5 x 6
18
X = 1,67 M

39. Clasificación de las soluciones
 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 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.
1. De acuerdo a la cantidad de soluto

40. Insaturada Saturada Supersaturada
o sobresaturada

41. Estos vasos, que contienen un tinte rojo,
demuestran cambios cualitativos en la
concentración. Las soluciones a la izquierda
están más diluidas, comparadas con las
soluciones más concentradas de la derecha.
Diluida Concentrada

42. 2. De acuerdo a la conductividad
eléctrica
 Eectrolíticas: Se llaman también soluciones iónicas
y presentan una apreciable conductividad eléctrica.
Ejemplo: Soluciones acuosas de ácidos y bases, sales.
 No electrolíticas: Su conductividad es
prácticamente nula; no forma iones y el soluto se
disgrega hasta el estado molecular.
Ejemplo: soluciones de azúcar, alcohol, glicerina.

44. Factores a influyen en la Solubilidad
 Los solutos polares son solubles son solubles en
disolventes polares y los apolares en disolventes
apolares, ya que se establecen los enlaces
correspondientes entre las partículas de soluto y de
disolvente. Es decir lo “similar disuelve a lo
similar”
 Cuando un líquido es infinitamente soluble en otro
líquido se dice que son miscibles, como el alcohol
en agua.
1. Naturaleza del soluto y solvente

45. Efecto de la temperatura
Solubilidad de sólidos en líquidos:
 La variación de la solubilidad con la temperatura
está relacionada con el calor absorbido o
desprendido durante el proceso de disolución. Si
durante el proceso de disolución del sólido en el
líquido se absorbe calor (proceso endotérmico), la
solubilidad aumenta al elevarse la temperatura; si
por el contrario se desprende calor del sistema
(proceso exotérmico), la solubilidad disminuye con la
elevación de la temperatura

46. Curvas de solubilidad

47. Gráficas de la solubilidad de diferentes
sustancias en agua
 Como vemos, la
solubilidad no
aumenta siempre
con la temperatura,
ni varía de manera
lineal.
47

48. Efecto de la temperatura
Solubilidad de gases en líquidos:
 Al disolver un gas en un líquido,
generalmente, se desprende calor, lo que
significa que un aumento de temperatura en
el sistema gas-líquido, disminuye la
solubilidad del gas porque el aumento de
energía cinética de las moléculas gaseosas
provoca colisiones con las moléculas del
líquido, disminuyendo su solubilidad.

49. Efecto de la presión
En sólidos y líquidos:
 La presión no afecta demasiado la
solubilidad de sólidos y líquidos; sin
embargo, sí es muy importante en la de los
gases.
En gases:
 La solubilidad de los gases en líquidos es
directamente proporcional a la presión del
gas sobre el líquido a una temperatura dada.