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Soluciones
Profesora Fresia Orellana Alvarez
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias en una composición
variable. Una solución contiene:
Características de una Solución
1. Debe ser homogénea, se observa una sola fase, habitualmente se observa el solvente.
2. El soluto se encuentra disperso homogéneamente en toda la solución (es homogénea
en su distribución).
3. Tiene una composición variable, la cantidad de soluto y de solvente pueden variar.
4. Las partículas de soluto en la solución se encuentran como iones o como moléculas.
5. Generalmente, es posible separar el soluto y el solvente por métodos físicos.
Solución o Disolución
Soluto: es el componente que se encuentra en menor proporción en una solución.
Solvente: es el componente que se encuentra en mayor proporción en una solución,
generalmente el componente mayoritario es el que le da el estado físico a una solución.
De acuerdo al estado físico de los componentes las soluciones se clasifican en:
Tipos de Soluciones
Miscibilidad: mezcla de dos líquidos para obtener una solución.
Solución Sólida Todos los componentes son sólidos.
Ejemplo: Bronce ; Acero , etc.
Solución Líquida El solvente es líquido y el soluto puede ser sólido, líquido o gas.
Ejemplo:Agua - NaCl ; Agua – Azúcar ; Agua – O2 ; Agua – Alcohol.
Solución Gaseosa El soluto y el solvente son gases.
Ejemplo:Aire
Inmiscibilidad: la mezcla de dos líquidos no permite obtener una solución.
Etapas Energéticas Involucradas en la Formación de una 
Solución
Etapa 1. Las partículas de soluto se separan,
venciendo la atracción entre partículas
( H1).
Etapa 2. Las partículas de solvente se separan,
venciendo las fuerzas de atracción entre
las partículas ( H2).
Etapa 3. El soluto y el solvente deben interactúar para
formar la solución ( H3).
El Calor de Solución ( H s), se obtiene sumando los calores involucrados en cada una de
las etapas.
H s = H1 + H2 + H3
Si Hs es positivo, significa que al aumentar la temperatura se favorece la solubilización
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Se dice que un soluto es soluble cuando es disuelto por el solvente
Cualitativamente se puede decir :
El soluto se dispersa en todo el cuerpo del solvente, esto se origina por la interacción
entre soluto y solvente.
Muy soluble: se disuelve todo el soluto en forma rápida.
Soluble: se disuelve todo el soluto.
Poco soluble: no se disuelve todo el soluto, queda algo de soluto sin disolver.
Insoluble: prácticamente no se disuelve el soluto.
El tipo y la magnitud de esta interacción dependen del tipo de enlace que tiene el soluto y
el solvente.
Ser soluble significa que el solvente es capaz de romper la atracción entre las partículas de
soluto y el soluto es capaz de romper la atracción entre las partículas de solvente.
Solubilidad (s) representa la máxima cantidad de soluto que es posible disolver en una
determinada cantidad de solvente a una temperatura determinada.
Solubilidad (g / 100 g de agua)
Temperatura
Sustancia 
0 ºC 10 ºC 20 ºC 30 ºC 40 ºC 50 ºC
- ¿Cuánto PbCl2 puede disolver en 50 mL de agua a 20 ºC ?
El valor de la solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente (tipo de
enlace), de la temperatura y de la presión (para sustancias gaseosas).
KCl 27,6 31,0 34,0 37,0 40,0 42,6
NaCl 35,7 35,8 36,0 36,3 36,6 37,0
- La solubilidad de PbCl2 a 20 ºC es 7,58 g por cada 1000 mL de agua.
0,38 g de PbCl2
- ¿Qué volumen de agua requiere para disolver 1,74 g de PbCl2 ?
229,6 mL de agua
KI 127,5 136 141 152 160 168
Solución saturada: La cantidad de soluto en la solución es exactamente igual a la
solubilidad (s) a esa temperatura y presión.
Ejemplo. ¿Cuánto PbCl2 le agregaría a 150 mL de agua (a 20 ºC) para tener solución saturada ?
Solución no-saturada: la cantidad de soluto en la solución es inferior a la solubilidad (s) a
esa temperatura y presión.
Ejemplo. Para preparar solución no-saturada de PbCl2 con 150 mL de agua a 20 C, es necesario agregar
una cantidad de PbCl2 inferior a 1,14 g.
La solubilidad de PbCl2 es 7,58 g de soluto por cada 1000 mL de agua
1000 mLg agua 7,58 g
150 mL agua X
Existen varias posibilidades de soluciones no saturadas de PbCl2 usando 150 mL de agua (20 ºC), por
ejemplo:
A 150 mL de agua a 20 ºC, agregar 1,13 g de PbCl2
etc. (existen ―n‖ posibilidades de solución no-saturada)
X = wsoluto = 1,14 g
A 150 mL de agua a 20 ºC, agregar 0,8 g de PbCl2
Solución sobresaturada: la cantidad de soluto en la solución es superior a la solubilidad a
esa temperatura y presión. Luego queda soluto sin disolver y no es muy correcto hablar de
solución verdadera.
Ejemplo. Para preparar solución sobresaturada de PbCl2 con 150 mL de agua a 20 C, es necesario
agregar una cantidad de PbCl2 superior a 1,14 g.
A 150 mL de agua a 20 ºC agregar 1,2 g de PbCl2
A 150 mL de agua a 20 ºC agregar 2,5 g de PbCl2
etc. (existen ―n‖ posibilidades de solución sobresaturada)
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Factores que Influyen en la Solubilidad
1. Naturaleza del soluto y del solvente
Se relaciona con el tipo de enlace en el soluto y en el solvente.
Las moléculas de agua se atraen por
atracciones dipolo-dipolo y enlace puente-H
Estados físicos del agua
A estas atracciones se le atribuyen las
propiedades excepcionales del agua.
El solvente más utilizado por su capacidad como solvente, por su bajo costo y acceso es
el agua; ella disuelve muchos sólidos y muchos líquidos, y en ella se producen muchas
reacciones químicas.
- Soluto Iónico en Agua
NaCl(s) Na
+
(ac) + Cl (ac) (dos iones en solución acuosa) 
MgCl2(s) Mg
2+
(ac) + 2 Cl (ac) (tres iones en solución acuosa)
H2SO4(s) 2 H
+
(ac) + SO4
2
(ac) (tres iones en solución acuosa)
El soluto iónico atrae moléculas de agua al cristal, debilitándose la atracción entre el catión y el
anión que forman el soluto iónico.
La solución acuosa obtenida al disolver un soluto iónico contiene iones, luego esta solución es
conductora de la electricidad y se llama solución electrolito.
Al disolverse el soluto iónico se separa en sus iones, los cuales se
encuentran rodeados de moléculas de agua (acuoso).
Los iones en la solución están estabilizados y no se recombinan para regenerar nuevamente el cristal
iónico.
En la solución las moléculas de agua se orientan hacia el ión de forma
específica. De esta manera un conjunto de moléculas satisfacen la carga
de cada ión.
- Soluto Covalente Polar en Agua
Un soluto covalente polar es posible
disolverlo en agua (solvente covalente polar)
La solución generada no contiene iones, por lo que no conduce la electricidad y se dice
que el soluto es no electrolito.
El soluto en la solución se encuentra
disperso como molécula.
- Soluto Covalente Apolar en Agua
Un soluto covalente no-polar, tiene una nube electrónica simétrica, luego el agua no puede destruir la
estructura de un líquido o de un sólido con este tipo de enlace.
Esto significa que solutos apolares, sólido o líquido, no son solubles
en agua.
En cambio, solutos apolares gaseosos pueden dispersarse en agua.
La temperatura influye en la solubilidad de la mayoría de las
sustancias que se disuelven en agua o en otros solventes.
2. Efecto de la Temperatura en la Solubilidad
3. Efecto de la Presión en la Solubilidad
Los cambios de presión tienen poco efecto en la solubilidad de solutos
sólidos y solutos líquidos en solventes líquidos.
Para una sustancia gaseosa siempre la solubilidad disminuye con el
aumento de temperatura.
Para un soluto gaseoso el aumento de presión aumenta la solubilidad.
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La temperatura influye en la solubilidad de la
mayoría de las sustancias que se disuelven en
agua o en otros solventes.
2. Efecto de la Temperatura en la Solubilidad
3. Efecto de la Presión en la Solubilidad
Los cambios de presión tienen poco efecto en la
solubilidad de solutos sólidos y solutos líquidos en
solventes líquidos.
Para una sustancia gaseosa siempre la
solubilidad disminuye con el aumento de
temperatura.
Para un soluto gaseoso el aumento de presiónaumenta la solubilidad.
Expresan la cantidad de soluto (moles, masa, volumen) disuelto en una determinada
cantidad de solvente o de solución.
Unidades de Concentración
Preparación de Soluciones Acuosas
- Se utiliza material de vidrio que permita determinar exactamente el
volumen de solución a preparar, generalmente un matraz aforado.
- Solución Diluida se refiere a que la solución contiene pequeña
cantidad de soluto. La cantidad de soluto es muy inferior a la
solubilidad
Conceptos cualitativos
- Solución Concentrada se refiere a que la solución contiene una gran
cantidad de soluto. La cantidad de soluto es bajo o semejante a la
solubilidad.
- Se calcula la cantidad de soluto necesaria, generalmente la masa de soluto.
- Se necesita agua lo más pura posible, agua destilada.
1. Molaridad (M): representa los moles de soluto contenidos en 1000 mL (1 L) de
solución.
nsoluto
Molaridad = (mol/L)
Vsolución
Una solución acuosa de NaCl 1.3 M significa:
a) Que contiene 1.3 moles de NaCl por cada 1000 mL ó 1 L de solución;
b) Que contiene 0.65 moles de NaCl en 500 mL (0.5 L) de solución;
c) Que contiene 2.6 moles de NaCl por cada 2 L de solución
etc.
La molaridad es la unidad de concentración más utilizada en un laboratorio de
química. La preparación de solución molar requiere:
- Matraz aforado cuya capacidad dependerá de la cantidad (volumen) de solución que se
desea preparar.
- Balanza que permita pesar la cantidad de soluto necesaria 
nsoluto = M Vsolución wsoluto = nsoluto PMsoluto
- Vaciar el soluto cuidadosamente al matraz aforado.
- Agregar al matraz una pequeña cantidad de agua destilada y agitar para disolver el soluto.
- Una vez disuelto el soluto, adicionar la cantidad de agua destilada necesaria hasta llegar al
aforo del matraz aforado.
- Mantener la solución preparada en un matraz tapado y a temperatura constante. Para evitar la
evaporación, especialmente del solvente; lo que podría variar la molaridad de la solución. En
la solución se cumple que
wsolución
dsolución=
Vsolución
wsolución= wsoluto+wsolvente
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Ejemplo. Se prepara solución con 5 g de CaCl2 (PM = 110,98 g/mol) y suficiente agua hasta
completar 100 mL de solución. Calcule la molaridad de la solución.
w 5 
nsoluto = —— = —— = 0,045 moles
PM 110,98
nsoluto 0,045M = ———— = ———— = 0,45 (mol/L)
Vsolución 0,1
100 
Vsolución = ———— = 0,1 L1000
- ¿Cuántos moles de CaCl2 habrá en 25 mL de la solución anterior?
0,45 moles CaCl2 1000 mL
x moles 25 mL x = nsoluto = 0,0011 moles
- ¿Qué volumen de la solución contiene 1 mol de soluto?
0,45 moles CaCl2 1000 mL
1moles x mL x = Vsolución = 2222 mL
Ejemplo. Calcule el peso de NiCl2 (PM=129,59) que necesita para preparar 100 mL de
solución 0,5 M.
Solución 0,5 molar significa 0,5 moles de soluto en 1 L (1000 mL) de solución
0,5 moles de NiCl2 1000 mL solución 
Ejemplo. Calcule el volumen de solución 1,8 M, puede preparar con 25 g H2SO4 (MM = 98
g/mol)
Solución 1,8 M significa 1,8 moles de H2SO4 en 1 L (1000 mL) de solución
X = Vsolución = 0,14 L
wsoluto= nsoluto PMsoluto=
X = n NiCl2 = 0,05 moles
X 100 mL
0,05 129,59 = 6,48 g de NiCl2
1,8 moles de H2SO4 1 L solución
n soluto = w/MM = 25 / 98 = 0,26 moles
0,26 moles de H2SO4 X
2. Porcentaje peso/peso (%p/p): representa el peso de soluto (en gramos) contenido 
en 100 g de solución.
wsoluto% p/p = 100
wsolución
Así por ejemplo una solución al 15 %p/p, significa: 
a) Que contiene 15 g de soluto por cada 100 g de solución;
b) Que contiene 30 g de soluto por cada 200 g de solución; 
etc.
wsolución = wsoluto + wsolvente
Ejemplo. Una solución contiene 12 g de soluto en 250 g de agua. Calcule el porcentaje
peso/peso (% p/p) de la solución.
wsolución = wsoluto + wsolvente = 12 + 250 = 262 g
12
% p/p = ——·100
262
= 4,58 %
Ejemplo. En 250 mL de agua se disuelven 35 g de CaF2. Calcule el porcentaje peso/peso (%
p/p) de la solución. (dagua=1 g/mL)
Ejemplo. Para preparar 300 g de solución al 25 % p/p de MgCl2 , calcule la masa de soluto y la
masa de solvente que necesita.
25 % p/p significa 25 g de soluto (MgCl2) por cada 100 g de solución.
25 g de MgCl2 100 g de solución
X 300 g de solución
wagua = dagua Vagua = 1 250 = 250 g
wsolución = wagua + wsoluto = 250 + 35 = 285 g
wsoluto
% p/p = 100 = 
wsolución
wagua = wsolución + wsoluto =
X = wsoluto = (300 · 25)/100 = 75 g de MgCl2
35
100 = 12,28 %
285
300 75 = 225 g
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3. Fracción molar (Xsoluto ; Xsolvente): representa los moles de un componente respecto del
total de moles contenidos en la solución.
nsoluto
Xsoluto=
(nsoluto+ nsolvente)
En sistemas con más de dos componentes ntotal = ni (sumatoria de los moles de todos los
componentes presentes en la solución), y la fracción molar de un componente i será:
Recuerde que la fracción molar de cada componente es siempre menor que 1 y que la fracción
molar no tiene unidades de medida.
Para un sistema que contiene un soluto y un solvente:
Xsoluto+ Xsolvente = 1 
nsolvente
Xsolvente =
(nsoluto+ nsolvente)
n componente i
Xcomponente i = 
n total
Ejemplo. Una solución se prepara disolviendo 65 g de CaI2 (PM=293,89 g/mol) en 1100 g de agua 
(PM=18 g/mol). Calcule la fracción molar del soluto.
En una solución acuosa de etanol, la fracción molar del soluto (Xetanol ) es 0.26
nsoluto = wsoluto / PMsoluto = 65 / 293,89 = 0,22 moles
nagua= wagua / PMagua= 1100 / 18 = 61,11 moles
nsoluto 
Xsoluto = = 
(nsoluto + nagua)
Como: Xagua + Xetanol =1
Luego por cada 1 mol de solución hay
0.26 mol de etanol
0.74 mol de agua
Entonces: Xagua = 1 0.26 = 0.74
0,22
—— = 0,0036
(0,22+61,11)
4. Molalidad (m):
nsoluto
m = (mol/Kg)
Wsolvente (Kg)
Así por ejemplo, solución acuosa de urea 0,46 molal, significa:
a) Que contiene 0,46 moles de urea por cada 1 Kg de agua;
c) Que contiene 0,92 moles de urea en 2 Kg agua ............etc.
Representa los moles de soluto disueltos en 1000 g (1 Kg) de solvente.
b) Que contiene 0,23 moles de urea por cada 0,5 Kg de agua
Ejemplo. Una solución contiene 175 g de NaNO3 (PM=85) y 700 mL de agua. Calcule la
molalidad de la solución.
nsoluto = wsoluto / PMsoluto = 175 / 85 = 2,06 mol
Vagua=700mL , dagua=1 g/mL
2,06 moles soluto 0,7 Kg de agua
m 1 Kg de agua m = 2,94 mol/Kg 
wagua= dagua·Vagua = 1·700 = 700 g =0,7 Kg
Ejemplo. Una solución se prepara mezclando 250 g de sacarosa (PM=180) y 2500 mL de
agua. Calcule la molalidad de la solución.
Ejemplo. En 350 g de solución acuosa hay 80 g de NaOH (PM= 40 g/mol). Calcule la
molalidad de la solución.
nsacarosa = wsacarosa / PMsacarosa = 250 / 180 = 1,39 moles 
1,39 moles soluto 2,.5 Kg de agua
m 1 Kg de agua 
nsoluto = 80/40 = 2 moles
2
m = = 7,41 mol/Kg
0,27
Vagua=2500mL , dagua=1 g/mL wagua= dagua·Vagua = 1·2500 = 2500 g =2,5 Kg
wagua = wsolución wsoluto = 350 80 = 270 g = 0,27 Kg
m = 0,56 mol/Kg 
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Consideraciones a tener en cuenta cuando se resuelven
problemas de soluciones:
1. La concentración de una solución es
independiente del volumen de solución
considerado
2. La cantidad de soluto y de solvente
depende del volumen de solución
considerado
3. Diluir una solución significa disminuir su concentración, esto se logra agregando
solvente.
n soluto final = n soluto inicial 
Ejemplo. A 100 mL de solución de NaOH 9,4 M se le agregan 200 mL de agua. Calcule la
molaridad final de la solución.
M inicial = 9,4 mol/L
M inicial V inicial
Mfinal = ————
V final
Vinicial = 100 mL = 0,1 L Vfinal = 100 + 200 = 300 mL = 0,3 L
Vfinal = Vinicial + Vsolvente agregado
M inicial V inicial = M final V final
Mfinal = 3,13 mol/L
Con la dilución la cantidad de soluto se mantiene constante respecto de lo que había
inicialmente y sólo varía la cantidad de solvente.
Luego la concentración final de la solución es menor que la concentracióninicial de la
solución.
9,4 0,1
= 
0,3
4. Concentrar una solución significa aumentar su concentración. Para concentrar una
solución se puede proceder de dos maneras:
- Agregar soluto. En este caso la cantidad de soluto antes y después es diferente. Se supondrá que el volumen
final de la solución no es afectado por la adición de soluto; es decir el Vfinal es aproximadamente igual al
Vinicial. Para calcular la concentración final de la solución es necesario considerar;
n soluto final n soluto inicial
- Evaporar solvente. En este caso los moles de soluto iniciales y finales son iguales; pero el volumen final de
la solución ahora no es igual al volumen inicial de la solución. El cálculo de la concentración final debe
considerar;
n soluto final = n soluto inicial
n soluto final
M final =
V final
n soluto final = nsoluto inicial + nsoluto agregado V final V inicial
M inicial V inicial
M final =
V final
V final = V inicial Vsolvente evaporado
Ejemplo. Tiene 3 L de solución 1,8 M de MgCl2 (PM = 95,21 g/mol). 
a) ¿Qué masa de soluto agregaría para aumentar la concentración de la solución a 2,5 M?
M inicial = 1,8 mol/L 
M inicial = 1,8 mol/L
b) Calcule el volumen de agua que debería evaporar de la solución inicial para que
su concentración final sea 2,5 M.
w agregado = n agregado · PM = 2,1 · 95,21 = 199,94 g
n agregado = n soluto final n soluto inicial = 7,5 5,4 = 2,1 moles
n soluto final = Mfinal ·Vfinal = 2,5 · 3 = 7,5 moles
n soluto inicial = M inicial V inicial = 1,8 · 3 = 5,4 moles
Minicial Vinicial 1,8 3
Vfinal = = = 2,16 L
Mfinal 2,5
V evaporado = V inicial V final = 3 2,16 = 0,84 L
Suponiendo que Vinicial Vfinal
V inicial = 3 L Mfinal = 2,5 mol/L
M final = 2,5 mol/LV inicial = 3 L
Minicial Vinicial = Mfinal Vfinal
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5. Al mezclar dos soluciones que contienen igual soluto, la cantidad de soluto al final y el
volumen final de la mezcla es igual a la suma de lo aportado por ambas soluciones.
n solución1 = M solución1 V solución1 n solución2 = M solución2 V solución 2
n final = n solución 1 + n solución 2 = 0.2695 + 3.6
= 3.8695 moles
Ejemplo. Se mezclan 77 mL de solución de NaOH 3.5 Molar de con 2 L de solución de NaOH 1.8
Molar. Calcule la molaridad final de la mezcla.
Solución 1: Vsolución 1 = 77 mL = 0.077 L n solución 1 = M1 · V1 = 3.5 0.077 = 0.2695 moles
Solución 2: Vsolución 2 = 2 L n solución 2 = M2 · V2 = 1.8 2 = 3.6 moles
nfinal 3.8695
Mfinal = = = 1.86 (mol/L)
Vfinal 2.077
V final = Vsolución 1 + Vsolución 2 = 0.077 + 2
= 2.077 L
n final
M final = 
V final
n final = n solución 1 + n solución 2 V final = V solución 1 + V solución 2
6. Para interconvertir unidades de concentración es necesario considerar:
% p/p Molaridad 
Molalidad (g/L)
Fracción molar
Ejemplo. Una solución acuosa al 0,88 M de MgSO4 7H2O (PM= 246 g/mol) tiene una densidad igual a
1,20 g/mL. Calcule el porcentaje peso/peso, la molalidad y la fracción molar del soluto en la solución.
0,88 M significa 0,88 moles de MgSO4 7H2O en 1 L (1000 mL) de solución
dsolución
wsoluto= n soluto PMsoluto = 0,88 246 = 216,48 g 
w solución = Vsolución d solución = 1000 1,20 = 1200 g = 1,2 Kg
wsoluto
% p/p = 100
wsolución
216,48
% p/p = 100
1200 % p/p = 18,04 %
n soluto 
m = 
Wagua (Kg)
0,88
m = 
1,2
m = 0,73 mol/Kg
n soluto
Xsoluto = 
n soluto + n agua
wsolución = wsoluto + wsolvente
wsolvente = 1200 216,48 = 983,52 g nsolvente = wsolvente/PMsolvente = 983,52 / 18 = 54,64 mol
0,88 
Xsoluto = 
0,88 + 54,64
Xsoluto = 0,016
n soluto 0,178
M = = = 2,28 (mol / L)
Vsolución 0,0781
n soluto 0,178
m = = = 2,49 (mol / Kg)
Wagua (Kg) 0,0712
n soluto 0,178
Xsoluto = = = 0,043
n soluto + n agua (0,178 +3,96)
n soluto = wsoluto / PMsoluto = 28,8 / 162,2 = 0,178 moles 
Por cada 100 g de solución hay 28,8 g de soluto (PM=162,2 g/mol) y 71,2 g de agua (PM=18 g/mol)
n agua= wagua/PMagua = 71,2 / 18 = 3,96 moles
Wagua = 71,2 g = 71,2 /1000 = 0,0712 Kg
Vsolución = w solución / d solución = 100 / 1,28 = 78,13 mL = 0,781 L
Ejemplo. Tiene solución al 28,9 %p/p, cuya densidad es 1,28 g/mL. Calcule la molalidad de la 
solución, la fracción molar del soluto y la molaridad de la solución. (PMsoluto = 162,2 g/mol)
- Evaporación
Las moléculas de la superficie del líquido no son atraídas de igual
manera que las moléculas del cuerpo del líquido, luego ellas pueden
adquirir energía cinética y podrían escapar desde la superficie del
líquido, transformándose en moléculas de vapor (evaporación).
Si la evaporación se realiza en recipiente cerrado, se establece equilibrio
entre el líquido y el vapor.
Presión de vapor (p ): es la presión ejercida por un vapor en equilibrio con
su líquido.
A mayor presión de vapor el líquido se evapora
más fácilmente, es más volátil.
El valor de la presión de vapor depende de la
naturaleza del líquido (tipo de enlace, fuerzas
intermoleculares, etc.) y de la temperatura.
La energía cinética que necesitan las moléculas para evaporarse, la adquieren desde el ambiente
(Tambiente) o desde las moléculas vecinas.
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Ebullición
Es el paso de una sustancia desde el estado
líquido al estado vapor (gas).
Temperatura de ebullición normal (Tb, Te) es la temperatura a la cual la presión de vapor
de un líquido iguala a la presión atmosférica aplicada.
En el caso del agua hay que suministrar 2260 Joule/g
La evaporación requiere que se suministre
calor al líquido, este aumenta su temperatura
hasta que el líquido hierve y alcanza su punto o
temperatura de ebullición.
Las partículas de vapor tienen alta energía cinética y no existe atracción entre ellas.
Mientras el líquido hierve la temperatura permanece constante hasta que toda la sustancia 
se haya convertido en vapor.
Agua → a 100 C la presión de vapor del agua es igual a 760 mmHg
Etanol → a 78 C la presión de vapor del etanol es igual a 760 mmHg
Hierro → a 2750 C la presión de vapor del hierro es igual a 760 mmHg
Congelación
Es el paso de una sustancia desde el estado líquido al estado sólido.
Temperatura de congelación (Tf , Tc) es la temperatura a la cual una sustancia pasa del
estado líquido al estado sólido. Su valor es igual al del punto de fusión, que es el proceso
inverso de sólido a líquido.
Para la congelación se debe retirar calor desde el
líquido lo que disminuye su temperatura, cuando
congela la sustancia solidifica y las partículas se
mantienen en un arreglo definido.
En el caso del agua se debe extraer 334 Joule/g
Las partículas de sólido tienen muy baja energía
cinética y existe fuerte atracción entre ellas.
Durante la congelación la temperatura de la sustancia permanece constante hasta que
todo el líquido solidifique.
Tc, agua = 0 ºC
Tc, etanol = 117 ºC Tc, hierro = 1539 ºC
Son propiedades que dependen de la cantidad de partículas de soluto
disuelta en una solución y del tipo de solvente utilizado; pero no dependen
del tipo de soluto.
Propiedades Coligativas de una Solución
Soluciones que tengan igual cantidad en moles
de distintos solutos, en la misma cantidad de
solvente; deberán tener similares propiedades
coligativas.
Las propiedades coligativas son:
• Aumento de la temperatura de ebullición de una solución.
• Descenso de la temperatura de congelación de una solución.
• Disminución de la presión de vapor de una solución.
• Presión osmótica.
Para estudiar las propiedades coligativas de una solución se deberá suponer lo
siguiente:
1. Que la solución se comporta idealmente, este comportamiento se logra
trabajando con soluciones diluidas.
2. Que el solvente es volátil y el soluto es no-volátil (el soluto no tiene presión
de vapor apreciable).
3. El soluto no se descompone en la solución. Esto se logrará trabajando con
solutos covalentes. En los solutos iónicos haydisociación de los iones en
una solución acuosa.
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Al disolver un soluto no-volátil en un solvente volátil, la
presión de vapor del solvente en la solución disminuye
respecto de la presión de vapor del solvente puro.
1. Disminución de la Presión de Vapor ( p ) de una Solución
p = p solvente p solución
p = Variación o disminución en la presión de vapor de la
solución
p =Xsoluto p solvente
Ley de Roault (para soluciones ideales) p solución = p solvente Xsolvente
Reemplazando en la ecuación de p la Ley de Roault y considerando que Xsolvente = 1 Xsoluto; esta
ecuación se reduce a:
La interacción que se establece entre soluto-solvente en la
solución, evita el escape de las moléculas de solvente a la
fase vapor.
p solvente= Presión de vapor del solvente puro
p solución= Presión de vapor del solvente en la solución
nsoluto = wsoluto / PMsoluto = 41.04 / 342 = 0.12 moles
Ejemplo. Calcule la presión de vapor de una solución que contiene en 100 g de
solución acuosa 41.04 g de azúcar (C22O11H22, PM=342 g/mol). La presión de
vapor del agua pura es 26 mmHg a esa temperatura.
wagua = wsolución wsoluto = 100 41.04 = 58.96 g 
nagua = wagua / PMagua = 58.96 / 18 = 3.28 moles 
nsoluto 0.12
Xsoluto = = = 0.035
nagua + nsoluto 3.28 + 0.12
p = p solvente p solución = Xsoluto p solvente 
p solución = p solvente Xsoluto p solvente = 26 0.035 26 = 25.08 (mmHg)
La presencia de un soluto en una solución aumenta
la temperatura de ebullición de la solución.
2. Aumento de la Temperatura de Ebullición de una Solución
Tb= Te, solución Te, solvente
Tb = Variación o aumento en la temperatura de ebullición
de una solución
m = molalidad = nsoluto / Wsolvente
El aumento se debe a que la interacción soluto-solvente
impide la evaporación del solvente, por lo que se necesita
mayor temperatura para que la presión de vapor de la
solución sea igual a 760 mmHg y hierva.
Te,solución = Temperatura de ebullición de la solución
Te,,solvente = Temperatura de ebullición normal del solvente
puro
kb = Constante ebulloscópica molal. Su valor depende
sólo del solvente
Tb = kb m
nsoluto = wsoluto / PMsoluto Wsolvente = peso del solvente (Kg) 
Tb = Te,solución Te,solvente = 49.48 46.23 = 3.25 C
Ejemplo. Al disolver 35.5 g de azufre en 100 g de CS2 se genera una solución
que hierve a 49.48 C. Calcule el peso molecular del azufre.
(kb,solvente = 2.35 C/molal , Te,solvente = 46.23 C)
Tb 3.25
m = = = 1.38 (mol/Kg) 
kb 2.35
nsoluto = m Wsolvente = 1.38 0.1 = 0.138 (moles)
wsoluto 35.5
PMsoluto = = = 257.25 (g/mol)
nsoluto 0.138
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Al congelar un líquido las moléculas se acercan lo
suficiente hasta quedar unidas fuertemente.
3. Descenso en la Temperatura de Congelación de una Solución
Tf = Tc , solvente Tc , solución
m = molalidad = nsoluto / Wsolvente
Tf = Variación o descenso en la temperatura de
congelación de una solución
En una solución el soluto impide el acercamiento entre
las moléculas de líquido, luego se requiere disminuir
más la temperatura para lograr congelar la solución.
Tc,solución = Temperatura de congelación de la solución
Tc,solvente = Temperatura de congelación normal del
solvente puro
kf = Constante crioscópica molal. Su valor depende sólo del
solvente
Tf = kf m
[ nsoluto = wsoluto / PMsoluto Wsolvente= peso del solvente (Kg) ]
Solvente
kb
(ºC/molal)
kf
(ºC/molal)
Te
(ºC)
Tc
(ºC)
Agua 0.52 1.86 100 0
Etanol 1.22 1.99 78.3 117.3
Benceno 2.53 5.12 80.1 5.5
A. Acético 3.07 3.90 118 17
CCl4 4.48 29.8 76.75 22.95
CS2 2.35 46.23
Etil éter 1.824 34.55
Alcanfor 5.61 37.7 207.4 178.8
Constantes de algunos Solventes Comunes
Ejemplo. Calcule la temperatura de congelación de una mezcla que contiene un
volumen de etilénglicol (d = 1.11 g/mL ; PM = 62 g/mol) por cada dos volúmenes de
agua.
wsoluto = dsoluto Vsoluto = 1.11 500 = 575 g 
Suponiendo que se tiene 0.5 L (500 mL) de etilénglicol, luego el volumen de agua es
igual a 1 L (1000 mL).
nsoluto = wsoluto/PMsoluto =575 / 62 = 9.27 moles
(dagua = 1 g/mL) Wagua = dagua Vagua = 1 1000 = 1000 g = 1 Kg
nsoluto 9.27
m = = = 9.27 (mol/Kg)
Wagua 1
Tf = Tc , solvente Tc , solución = kf m
Tc,solución = Tc , solvente kf m = 0 1.86 9.27 = 17.24 C