UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL

“FRANCISCO DE MIRANDA”
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PROGRAMA: ING. AGRONÓMICA
UNIDAD CURRICULAR: QUÍMICA I
SECCIÓN: 01
Prof. Ing. Rebeca Abreu (MSc)

UNIDAD III. El comportamiento químico de las soluciones

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

Aleaciones
SÓLIDO (bronce), NaCl en agua humo
amalgamas

Emulsión en
O2 en agua,
LÍQUIDO queso. Alcohol en H2O
neblina
Mantequilla

GÁS Piedra pómez, H2 Espumas, crema Aire

 disuelto en platino de afeitar,
refrescos

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.
 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.

masa de componente en la disolución

%m/m=  100
masa total disolución

Ejemplo: Se prepara una disolución que contiene 6.9 g de NaHCO 3 por 100g
de agua. ¿Cuál es el porcentaje del soluto en esta 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:

 6.9 g
%m/m=  100  6.5%
106 .9 g

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.

masa del componente en la solución

ppm de componente=  10 6
masa total de la solucion

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 1x10-6g, 5.4g = 5.4x10-6g. Así:

5.4  10 6 g
ppm =  10 6  2.2 ppm
2.5 g

Otras formas alternativas comunes de expresar lo mismo serían:

1. microgramo /gramos (g /g).
2. miligramo /kilogramo (mg/kg)
3. Miligramo /litro, (mg/L)
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.

volumen componente
%v/v=  100
volumendisolución

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 10000 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:

masa ( g )
Densidad=  1.0g/mL
volumen (mL)

masa 10000 g
Volumen=   10000 mL
densidad g
1
mL
 3.62 mL
El %v/v=  100  0.0362 %
10000 mL

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.

masa de soluto ( g )
m/V =
volumen disolución ( L)

Ejemplo: si se tiene 1,25 g de NaCl disueltos en 250 cm3 H2O, el %m/V será:

1.25 g
m/V=  5g / L
0.25L

Esta unidad de concentración indica la cantidad de soluto expresada en gramos

que contiene un litro de disolución.

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:

moles de soluto
M 
Volumen disolución (L)
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.

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:

masa ( g ) 70 g
Moles= = = 1,2 mol
 (g/mol) g
58.5
mol

y, por tanto, la molaridad será:

1.2 mol mol

M=  0.6  0.6 M (0.6molar)
2L L

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.

5g
Moles de NaCl=  0,08547 moles
58.5 g / mol

0.08547 moles
M=  0.08574 M
1L

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.

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
Moles de soluto= 6 x 0.25 L = 1.5 moles.
L

Con la masa molar molecular, se hallan los gramos, para posteriormente con la
densidad hallar el volumen:

M HCl = 36.5 g/mol (hállalo)

g
Masa de HCl = M x moles = 3.6.5 x 1.5 moles= 54,75 g
mol

masa ( g ) g
Densidad (d) =  1.18
volumen (mL) mL

masa 54.75 g
V=   46.40 mL
densidad 1.18 g
mL

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

i
Xi 
t otales
Siendo i el número de moles del compuesto, y  totales el número total de moles
de todas las especies presentes en la disolución.

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:

3.62 g
Moles de NaClO= masa (g) / M NaClO =  0.049 moles
74.5 g / mol

96.38 g
Moles de agua = masa (g) / M H2O =  5.35 moles
18 g / mol

0.049 moles
Xi   9.06 x10  3
0.049  5.35 moles
Molalidad (m): Indica el número de moles de soluto disuelto en cada
kilogramo de disolvente:

moles soluto
m
Kg disolvente
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):

5g
Moles de C7H8 =  0.054 moles
92 g / mol

Empleando el número de moles del tolueno y los kilogramos del disolvente

(benceno) hallamos la molalidad:

0.054 moles
m=  0.24 m  0.24 molal
0.225 Kg

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.

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 1 era 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.

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 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 CO 2
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.

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:

Cg  k  Pg

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 5.3x10-4M.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:

 mol  mol
C g  k  Pg   3.1  10  2   4 atm  0.12
 L  atm  L

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.

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:

100 mL Solución Ácido Sulfúrico  165,82 g. / 98 g/mol. = 1,69 moles

de H2SO4

Haciendo un factor de conversión:

100 mL
 0.1 moles  5.92 mL
1.69 moles

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 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:

VSOLUCIÓN PATRON x CSOLUCIÓN PATRÓN = VSOLUCIÓN PROBLEMA x CSOLUCIÓN PROBLEMA.

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
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 10 mls
Muestra Muestra
250 250
A B
mls mls
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”.

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:

C CONCENTRADA  VCONCENTRADA  CDILUIDA  VDILUIDA

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= ?
Cconcentrada  Vconcentrada 25M  10mL
C diluída=   0.5M
Vdiluida 500 mL

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.

Ejemplos variados.
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:

masadesolucion  masadesoluto  masadesolvente  0.752 g  60 g  60.752 g

masadesoluto 0.752 g
%p  *100  *100  1.23%
p masadesolución 60.752 g

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:
gramosdesoluto 35.2 g
moles    0.359 mol
masamolar 97.97 g / mol

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

285.2 g 1L
volumen( L)   291.02ml *  0.29102 L
0.98 g / ml 1000 mL

para obtener la molaridad utilizamos la siguiente formula:

molesdesol uto 0.359 mol
M   1.23M
Litrosdesolución 0.29102 L

Ejemplo: Calcule la molalidad de una solución de ácido acético (CH3COOH)

que contiene 32.9 g de ácido y 320 g de agua.

Respuesta: se debe obtener la masa molar del ácido acético.

H = 4 átomos * 1 g/mol = 4.00 g/mol

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:
gramosdesoluto 32.9 g
moles    0.548mol
masamolar 60 g / mol

debemos convertir los gramos de agua en Kg de agua:

1Kg
Kg  320 g *  0.320 kg
1000 g

para obtener la molalidad utilizamos la siguiente formula:

molesdesol uto 0.548 g
m   1.71m
Kgdesolvente 0.320 Kg

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:

gramosdesoluto 22.5 g
moles    0.385mol
masamolar 58.45 g / mol

calculamos los moles de agua:

gramosdeagua 100 g
moles    5.56mol
masamolar 18 g / mol

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:

molesdeNaCl 0.385mol
X NaCl    0.065
molestotal es 5.945mol

Ejemplo: Calcule la molaridad de una solución 1.45 m de etanol (C 2H6O) 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:

H = 6 átomos * 1 g/mol = 6.00 g/mol
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:

gramosdesoluto  molesdesoluto * masamolar  1.45mol * 46 g / mol  66.7 g
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:

1066 .7 g 1L
volumen( L)   1092 .93ml *  1.093 L
0.976 g / ml 1000 mL
para obtener la claridad simplemente sustituimos:
molesdesol uto 1.45mol
M   1.33M
Litrosdesolución 1.093 L

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:

2mol 1L
MolesK 2 Cr2 O7  *500 mL*  1mol
L 1000 mL

la masa molar del K2Cr2O7 es 294.2 g/mol:

gramosdeK2 Cr2 O7  moles * masamolar  1mol * 294.2 g / mol  294.2 gdeK2 Cr2 O7

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:
 M c * Vc  M d * Vd
7.5M * Vc  1.5M * 250 mL
despejando Vc:
1.5M * 250 mL
Vc   50mL
7.5M

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) + H2 O (l)

Se calcula el número de moles de HCl utilizados en la titulación:

gramosdeHCl 0.678 g
molesdeHCl    0.0186 mol
masamolar 36.45 / mol

como la relación es un mol de HCl 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:

molesdeNaOH 0.0186 mol

M   0.37 M
Litrosdeso lución 0.05 L
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 H vap = 26 kJ/mol

P1 = 401 mmHg P2 = ?
T1 = 18 ºC = 291 K T2 = 32 ºC = 305 K

Utilizando la siguiente ecuación

P1 H vap  1 1  H vap  T  T2 
ln  *     *  1 
P2 R  T2 T1  R  T1 * T2 

401 26000 J / mol  291K  305 K 

ln  * 
P2 8.314 J / K * mol  291K * 305 K 

aplicando el antilogaritmito en ambos lados, se obtiene:

401
 0.6106
P2

entonces la nueva presión de vapor será de 657 mmHg.

Propiedades coligativas de las soluciones no electrolíticas.

Las propiedades coligativas (o colectivas) de las soluciones son aquellas que

dependen exclusivamente de la concentración de partículas en la solución, es
decir, del número de partículas de soluto, por unidad de volumen de solvente o
de solución, independientemente de que dichas partículas sean átomos, iones
o moléculas. Para el caso particular de las soluciones acuosas, las principales
propiedades coligativas son:
Disminución de la Presión de Vapor: (PºA): Los solutos sólidos (y los
líquidos de alta masa molar), disminuyen la presión de vapor del agua en la
solución, como consecuencia de la disminución de la cantidad de moléculas de
agua en la superficie de la solución. Dicha disminución es directamente
proporcional a la concentración del soluto.

Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su solución siempre es menor

que la del solvente puro.

Esta propiedad puede ser estudia por medio de la Ley de Raoult, la cual
establece “que la presión parcial de un solvente en una solución está
dada por la presión de vapor del solvente puro multiplicado por la
fracción molar del solvente en la solución”
Si 1 es el solvente y 2 el soluto tenemos:

P1  X 1 * P1º
X1  X 2  1
P1  1  X 2  * P1º
P1  P1º  P1º * X 2
P1º  P1  P  X 2 * P1

Ejemplo: se prepara una solución con 396 g de sacarosa (C12H22O11) en 624 g

de agua (H2O). ¿Cuál es la presión de vapor de esta solución a 30 ºC?
(Pºvapor agua@30 ºC es de 31.8 mmHg)

Respuesta:
Primero se obtienen los moles de sacarosa y los moles de agua por sus
respectivas masas molares:
396 g
molsacarosa   1.15mol
342 g
mol

624 g
molagua   34.7mol
18 g
mol
luego obtenemos la fracción molar de la sacarosa:
molsacarosa 1.15
X sac    0.032
moltotales 1.15  34.7

por lo tanto:
º
Pagua  Psac  P  X sac * Pagua
31.8mmmHg  Psac  0.032 * 31.8mmHg
31.8mmHg  0.032 * 31.8mmHg  Psac
30.78mmHg  Psac

Ejercicio Propuesto: ¿cuántos gramos de Urea (NH2)2CO se deben agregar a

450 g de agua, para obtener una solución con una presión de vapor 2,5 mmHg
menor que la del agua pura a 30 ºC? (Pºvapor agua@30 ºC es de 31.8 mmHg)

La disminución del punto de fusión y aumento del punto de ebullición:

el aumento del punto de ebullición y la disminución del punto de congelación
con respecto a los valores propios del disolvente puro, en estado líquido, fue
descrito por el físico-químico francés François Marie Raoult (1830-1901), quien
estableció que las variaciones observadas en los puntos de ebullición y de
congelación de una disolución eran directamente proporcionales al cociente
entre el número de moléculas del soluto y el número de moléculas del
disolvente, o lo que es lo mismo, a la concentración molal.

La disminución del punto congelación (∆Tc) es proporcional a la molalidad

como se muestra en la siguiente ecuación:

∆Tc= Kc x m

Donde: Kc es la constante molal del descenso del punto de congelación parea

varios disolventes comunes.
El aumento del punto de ebullición (∆Teb) es proporcional a la molalidad como
sigue:

∆Teb= Keb x m

Donde Keb es la constante molal de elevación del punto de ebullición.

La siguiente tabla proporciona algunos valores de estas constantes para

diferentes solventes.

Tabla 2. Constantes molares de elevación del punto de ebullición y depresión

del punto de congelación.

Disolvente Punto de Kb (ºC/m) Punto de Kc (ºC/m)

ebullición congelación
normal (ºC) normal (ºC)
Agua 100.0 0.52 0.0 1.86

Benceno 80.1 2.53 5.5 5.12

Tetracloruro 76.8 5.02 -22.3 29.8

de carbono
78.4 1.22 -114.6 1.99
Etanol
61.2 3.63 -63.5 4.68
cloroformo

La interpretación de esta ley en términos moleculares es la siguiente: la

presencia de moléculas de soluto no volátiles en el seno del disolvente dificulta
el desplazamiento de las moléculas de éste en su intento de alcanzar, primero,
la superficie libre y, luego, el medio gaseoso, lo que se traduce en un aumento
del punto de ebullición. Análogamente, las moléculas de soluto, por su
diferente tamaño y naturaleza, constituyen un obstáculo para que las fuerzas
intermoleculares, a temperaturas suficientemente bajas, den lugar a la
ordenación del conjunto en una red cristalina, lo que lleva consigo una
disminución del punto de congelación.
Estas dos propiedades de las soluciones acuosas tienen una amplia aplicación
práctica en el uso de anticongelantes y refrigerantes. Así por ejemplo, el
radiador de un carro recircula el agua de enfriamiento, la cual tiene como
aditivo para incrementar el Pe y reducir el de congelación, el Etilenglicol.

Ejemplo: calcular el punto de congelación y el de ebullición de una solución de

100 g de anticongelante etilenglicol, C2H6O2 en 900 g de agua.

Calculamos la molalidad:
molesC2 H 6O2 100 gC2 H 6O 2 1mol C2 H 6O 2 1000 gH 2O
m= =   = 1.79m
KgH2O 900 gH 2O 62 g C2 H 6O 2 1KgH2O

∆Tc= Kc x m

El Kc y el Keb para el agua lo sacamos de la tabla 2.

∆Tc= 1.86 ºC/mol x 1.79 m = 3.33ºC

El punto de congelación = (punto de congelación normal-∆Tc)

=0.00ºC-3.33ºC=-3.33ºC

∆Teb= Keb x m

∆Teb= 0.52ºC/m x 1.79 =0.93 ºC

Punto de ebullición= (punto de ebullición normal del disolvente + ∆Teb)

= 100.ºC + 0.93ºC = 100.93ºC.

Ejercicio: Calcular el punto de ebullición y el de congelación de una solución

que contiene 600g de tetracloruro de carbono CCl4, y 42 g de eucaliptol.
C10H18O, una sustancia fragante que se encuentra en las hojas del eucalipto.
Osmosis y presión osmótica

Cuando dos líquidos miscibles se ponen en contacto, el movimiento asociado a

la agitación térmica de sus moléculas termina mezclando ambos y dando lugar
a un sistema homogéneo. Este fenómeno físico se conoce con el nombre de
difusión.

Las membranas semipermeables se caracterizan porque, debido al tamaño de

sus poros, cuando se sitúan como límite de separación entre una disolución y
su disolvente correspondiente, permiten el paso de las moléculas de
disolvente, pero no las de soluto solvatadas, cuyo tamaño es mayor. Se
produce entonces entre ambos sistemas una difusión restringida que se
denomina ósmosis.

La ósmosis se caracteriza porque el intercambio de moléculas en uno y otro

sentido no se produce a igual velocidad. Ello es debido a que el número de
moléculas de disolvente que choca con la membrana por unidad de superficie,
es mayor del lado del disolvente puro que del lado de la disolución, en donde la
presencia de moléculas de soluto entorpece el proceso.

Hay, por tanto, una presión de fluido que se ejerce del disolvente hacia la
disolución y que recibe el nombre de presión osmótica. La presión osmótica
() de una disolución depende de su concentración y se atiene a una ley
semejante a la de los gases perfectos. Dicha ley fue establecida por Van't Hoff
en 1897 y se expresa en la forma:

 *V = n *R* T
o lo que es lo mismo:

Siendo M la concentración molar, R la constante de los gases y T la

temperatura absoluta de la disolución.
A partir de la medida de la presión osmótica se puede determinar la masa
molecular del soluto; la ley de Van't Hoff permite calcular el número de moles
n, empleando como datos los resultados de las medidas de T y del volumen V
de la disolución. La masa del soluto se determina inicialmente con la balanza, y
un cálculo del tipo:

proporciona una estimación de la masa de las moléculas de soluto

Figura 21. Ósmosis directa e inversa.