Soluciones o Disoluciones Qu

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Soluciones o Disoluciones Químicas

• Unidad 4

Profesor Jorge Díaz Galleguillos
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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.

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Características de las Mezclas

• Las mezclas están compuestas por una sustancia,
  que es el medio, en el que se encuentran una o
  más sustancias en menor proporción. Se llama fase
  dispersante al medio y fase dispersa a las
  sustancias que están en él.

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Clasificación de las mezclas

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

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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.

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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.

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Mezclas heterogéneas

• Emulsiones Conformada por 2 fases líquidas
  inmiscibles. Ejemplo agua y aceite, leche,
  mayonesa.
• Suspensiones Conformada por una fase sólida
  insoluble en la fase dispersante líquida, por lo
  cual tiene un aspecto opaco. Ejemplo Arcilla,
  tinta china (negro de humo y agua), pinturas al
  agua, cemento.
• Coloides o soles Es un sistema heterogéneo en
  donde el sistema disperso puede ser observado a
  través de un ultramicroscopio.

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Soluciones 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
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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.

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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.

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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.

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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

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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

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Porcentaje masa en volumen ( m/v o p/v)

• Indica la masa de soluto en gramos disuelto en
  100 mL de solución.
• Xg soluto ? 100mL solución

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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

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Porcentaje en volumen ( v/v)

• Indica el volumen de soluto, en mL, presente en
  100 mL de solución.
• X mL soluto ? 100mL
  solución

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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Ejemplo

• Calcular la concentración molar de una solución
  disolviendo 7,2 moles de HCl en 7 litros de
  solución.

Solución 1
Solución 2
7,2 moL ? 7 L X moL ? 1L X 1,02 moL
M 7,2 moles KCl 7 L M 1,02
moL/L
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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

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Ejemplo

• Calcular la concentración molar de una solución
  de HCl que contiene 73 g en 500 mL de solución
  (Masa molar36,5 g/moL).
• M masa (g)
• PM V (L)
• M 73 (g )
  4 M
• 36,5 (g/mol) 0,5 (L)

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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 (d) x 10
  
  
• Masa molar soluto

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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

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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

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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
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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

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

• 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 diluida (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.

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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.

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Factores a influyen en la Solubilidad
1. Naturaleza del soluto y solvente

• 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.

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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

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Curvas de solubilidad
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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.

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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.