DISOLUCIONES 2020 - RESUMEN TEÓRICO

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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
FBCB - UNL 
Dra. Claudia Beatriz Falicoff 
Prof. Adjunta NOTA: Guiarse con los contenidos de cada programa. 
¿Qué vamos a aprender? 
 PROPIEDADES COLIGATIVAS 
Contenidos 
 COLOIDES 
DISOLUCIONES 
 
 
DISOLUCIONES 
 
 
 
Disolución: mezcla homogénea (una fase) de dos o 
más sustancias y de composición variable. 
Disolución = soluto + disolvente 
 
Disolvente: componente mayoritario de las 
disoluciones. 
 
Soluto: componente minoritario de las 
disoluciones. 
 
 
Clasificación de las disoluciones 
 
1. Por su concentración: 
– Disoluciones no saturadas 
– Disoluciones saturadas 
– Disoluciones sobresaturadas 
- Disoluciones sobresaturadas 
Cuando se siembra un pequeño cristal a una disolución 
sobresaturada de acetato de sodio (izquierda), se forman 
rápidamente cristales de acetato de sodio. 
Clasificación de las disoluciones 
 
2. Por el estado de agregación del 
disolvente: 
– Disoluciones líquidas 
– Disoluciones sólidas 
– Disoluciones gaseosas 
Ejemplo de disoluciones 
 Estado de la Estado del Estado del Ejemplo 
 disolución disolvente soluto 
 LÍQUIDO LÍQUIDO GAS Agua gaseosa (CO2 en agua) 
 LÍQUIDO LÍQUIDO LÍQUIDO Etanol en H2O 
 LÍQUIDO LÍQUIDO SÓLIDO NaCl en H2O 
 SÓLIDO SÓLIDO GAS H2(g) en Paladio 
 SÓLIDO SÓLIDO LÍQUIDO Amalgama (Hg(l) en Au(s)) 
 SÓLIDO SÓLIDO SÓLIDO Bronce (Sn(s) en Cu(s)) 
 GAS GAS GAS Aire 
Clasificación de las disoluciones 
 
3. Por el tipo de soluto: 
– Disoluciones no electrolíticas 
– Disoluciones electrolíticas 
Enfoque molecular del proceso de disolución 
Se esquematiza en tres etapas: primero, las moléculas de 
disolvente y del soluto se separan (etapas 1 y 2). 
Después, las moléculas del disolvente y del soluto se 
mezclan (etapa 3). 
Chang, R. (2013). Química. Undécima Edición. México: Mcgraw-Hill. (Página 522) 
 EXOTÉRMICA ENDOTÉRMICA 
Enfoque molecular del proceso de disolución 
PROCESO DE DISOLUCIÓN 
Atkins, P. & Jones, L. (2006). Principios de Química. Los caminos del descubrimiento. 3ª Edición. Madrid: 
Editorial Médica Panamericana. (Página 299) 
PROCESO DE DISOLUCIÓN 
SE RIGE POR LOS PRINCIPIOS DE LA TERMODINÁMICA 
ENERGÉTICO ENTRÓPICO 
EXOTÉRMICO ENDOTÉRMICO 
AUMENTA EL DESORDEN 
SE FAVORECE LA SOLUBILIDAD DE UNA SUSTANCIA 
INCLUSO SI EL PROCESO ES ENDOTÉRMICO 
FACTORES 
Enfoque molecular del proceso de disolución 
Unidades de concentración 
Programa Ingreso UNL: http://www.unl.edu.ar/ingreso/cursos/quimica/ 
Unidad Símbolo Unidad Descripción 
Porcentaje 
masa en masa 
% m/m g/100 g Masa de soluto 
como porcentaje 
de la masa total 
de la disolución. 
Partes por 
millón 
ppm mg/kg Masa de soluto en 
mg por cada kg de 
disolución. 
Porcentaje 
masa en volumen 
% m/V g/100 mL Masa de soluto en 
gramos por 100 mL 
de disolución. 
Gramos/Litro g/L g/L 
 
Masa de soluto en 
gramos por litro de 
disolución. 
Molaridad M mol/L Número de moles de 
soluto por litro de 
disolución. 
Unidades de concentración 
Unidad Símbolo Unidad Descripción 
Fracción molar x Adimensional 
 
 
 
Relación del 
número de moles i 
(de soluto o 
disolvente) con el 
número de moles 
totales (moles de 
soluto + moles de 
disolvente). 
Molalidad 
 
 
 
 
 
 
m molal Número de moles 
de soluto (n) 
disueltos en 1 kg 
(1000 g) de un 
disolvente. 
Unidades de concentración 
a) Cálculo de la molalidad 
masa solvente + masa soluto = masa disolución 
100 g disolución – 0,99 g soluto = 99,01 g solvente 
 
99,01 g solvente _____ 0,99 g soluto (NaOH) 
1000 g solvente _____ x = 9,99 g soluto (NaOH) 
 
40 g soluto _____ 1 mol de NaOH 
9,99 g soluto _____ x = 0,249 mol de NaOH 
 
 
Resultado: 0,249 m 
Ejemplo: Para una disolución de hidróxido de sodio 0,99 % (m/m), 
calcular a) la molalidad, b) fracción molar del soluto y del solvente. 
Unidades de concentración 
Ejemplo: Para una disolución de hidróxido de sodio 0,99 % (m/m), 
calcular a) la molalidad, b) fracción molar del soluto y del solvente. 
b) Cálculo de la fracción molar 
Si la concentración es 0,249 molal implica que: 
O,249 mol de soluto (NaOH) en 1000 g de solvente (H2O) 
 
18 g solvente (H2O) _____ 1 mol de solvente H2O 
1000 g solvente (H2O) _____ x = 55,55 mol de solvente H2O 
 
X sto. = m = 0,249 = 4,46 x 10-3 
 55,55 + m 55,55 + 0,249 
 
X ste. = 1 – 4,46 x 10-3= 0,996 
Resultados: 
X sto. = 4,46 x 10-3 
X ste. = 0,996 
Solubilidad: cantidad de soluto que se puede 
disolver en una determinada cantidad de solvente a 
una temperatura dada. 
Factores que afectan la solubilidad: 
 
1- La naturaleza del soluto y del solvente. “Lo semejante 
disuelve a lo semejante”. 
 
2- Temperatura. La temperatura tiene un efecto importante en 
la solubilidad de los gases, líquidos y sólidos. 
 
3- Presión. La presión externa no tiene influencia sobre la 
solubilidad de líquidos y sólidos, pero afecta enormemente la 
solubilidad de los gases. 
1- NATURALEZA DEL SOLUTO Y DEL SOLVENTE 
“Lo semejante disuelve a lo semejante”. 
Cuando el NaCl se 
disuelve en agua, los 
iones se estabilizan 
en disolución por la 
hidratación, que 
implica interacciones 
ion-dipolo. 
 
Se puede predecir 
que los compuestos 
iónicos serán mucho 
más solubles en 
disolventes polares. 
https://portalacademico.cch.unam.mx/materiales/prof/matdidac/sitpro/exp/quim/quim2/quimIIvallejo/mtodo_de_aprendizaje_a5.html 
2- TEMPERATURA: Dependencia de la solubilidad de 
algunos compuestos iónicos en agua. 
Solubilidad 
(g soluto /100g H20) 
en función de 
la Temperatura 
(ºC) 
La solubilidad de 
los gases en agua, 
en general, 
disminuye cuando 
aumenta la 
temperatura. 
 
2- TEMPERATURA: 
Variación de la solubilidad de los gases 
William Henry 
(1775-1836) 
 
La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a 
la presión del gas sobre la disolución 
 
c = k . P 
 
Constante de la ley de Henry 
(unidades mol. L-1. atm-1) . 
Depende del gas, solvente y la T. 
c: es la 
concentración 
molar (mol/L) del 
gas disuelto. 
P: es la presión 
(atm) del gas 
sobre la 
disolución 
3- PRESIÓN: 
Solubilidad de los gases. Ley de Henry 
 
 
PROPIEDADES 
COLIGATIVAS 
 
 
PROPIEDADES COLIGATIVAS 
Disoluciones de no electrolitos 
a. Disminución de la presión de vapor 
b. Aumento de la temperatura de ebullición 
c. Descenso de la temperatura de fusión/congelación 
d. Presión osmótica 
Son propiedades físicas que dependen únicamente de la 
cantidad de soluto añadida y no de su naturaleza. 
Pste = Xste P°ste 
Ley de Raoult 
 
La presión parcial de un disolvente en una 
disolución, Pste está dada por la presión de vapor 
del disolvente puro, Po, multiplicada por la 
fracción molar del disolvente en la disolución, Xste . 
Presión de vapor 
del solvente puro Fracción molar 
de solvente en la 
disolución 
Presión vapor del solvente 
en la disolución 
François Marie Raoult 
(1830-1901) 
a. Disminución de la presión de vapor 
Pºste - Pste = xsto Pºste 
 
 DP = xsto Pºste ΔP: disminución de la presión de vapor. 
 Depende de la fracción molar del soluto. 
 
Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, la 
presión de vapor disminuye. 
Ley de Raoult Pste = xste Pºste 
Pste = (1 - xsto ) Pºste xsto: fracción molar de soluto 
Pste = Pºste - xsto Pºste 
Pste – Pºste = - xsto Pºste 
a. Disminución de la presión de vapor 
Ejemplo: 
Calcule la presión de vapor en la disolución compuesta por 98 moles de 
agua y 2 moles de sacarosa,a 50ºC. Dato: la presión de vapor del agua 
pura a esa temperatura es 92,51 mm Hg. 
 DP = i. Xsoluto P
o
solvente 
 
 DP = 1. ------------ x 92,51 mm Hg 
 
DP = 1,85 mm Hg 
 
DP = Pº solvente puro – P solvente en la disolución 
Pste. en la disolución = Pºste. puro – DP = (92,52 – 1,85) mm Hg = 90,66 mm Hg 
 
La presión de vapor ha disminuido en 1,85 mm Hg, y la presión de vapor 
del solvente en la solución es 90,66 mm Hg. Resultado: 90,66 mm Hg 
2 
(98 + 2) 
a. Disminución de la presión de vapor 
Factor de Van’t Hoff, 
i = 1 para la sacarosa, 
soluto no electrolito. 
Ver imágenes 44 y 45. 
O bien, también se puede resolver aplicando la ley de Raoult 
 
 
 Psolvente = Xsolvente P
o
solvente 
 
 Psolvente = ----------- x 92,51mm Hg 
 
 
 Psolvente = 90,66 mmHg 
 
 
 Resultado: 90,66 mm Hg 
 
98 
98 + 2 
a. Disminución de la presión de vapor 
P
re
si
ó
n
 d
e 
v
ap
o
r 
d
el
 
d
is
o
lv
en
te
 
X disolvente 
X soluto 
0 
0 
0 1 
1 
P° 
disolvente 
Dependencia de la presión parcial respecto a la fracción molar 
a. Disminución de la presión de vapor 
Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, el punto de 
ebullición aumenta. El aumento del punto de ebullición (ΔTb) se 
define como el punto de ebullición de la disolución (Tb) menos el 
punto de ebullición del solvente puro (T°b). 
 
b. Aumento del punto de ebullición 
DTb = kb . m 
Donde: 
DTb = Aumento del punto de ebullición 
 kb = Constante molal de elevación del punto de ebullición, 
 o constante ebulloscópica. Unidades: ºC. m-1 
 m = molalidad 
DTb = Tb disolución – Tºb solvente puro 
Como consecuencia de la 
disminución de la presión de vapor, 
la temperatura de ebullición 
de la disolución es mayor 
que la del disolvente puro. 
b. Aumento del punto de ebullición 
Ejemplo: 
Calcule el punto de ebullición de una disolución que contiene 10 g de 
glucosa y 100 g de agua. 
Datos: La constante ebulloscópica o constante molal de elevación del punto 
de ebullición kb H2O = 0,52 ºC/m. MMglucosa = 180 g/mol. 
DTb = i. kb . m 
 m: moles de soluto : 10 g de glucosa / 180 g/mol 
 kg solvente 
 DTb = 1. 0,52 ºC/m . 0,55 m 
DTb = 0,29 ºC 
 
DTb = Tb disolución – Tºb solvente puro 
Tb disolución = DTb + Tºb solvente puro = 0,29 ºC + 100ºC = 100,29 ºC 
Si el punto de ebullición del agua pura es 100ºC, significa que el punto de 
ebullición de la disolución es 0,29ºC mayor. Resultado: 100,29 ºC 
 
 0,100 kg solvente 
b. Aumento del punto de ebullición 
Factor de Van’t Hoff, 
i = 1 para la glucosa, 
soluto no electrolito. 
Ver imágenes 44 y 45. 
Cuando se agrega un soluto a un solvente puro, el punto de 
congelación disminuye. La disminución del punto de congelación 
(ΔTf) se define como el punto de congelación del disolvente puro 
(T°f) menos el punto de congelación de la disolución (Tf). 
 
DTf = kf . m 
Donde: 
DTf = Disminución del punto de congelación o fusión 
 kf = Constante molal de disminución del punto de 
 congelación, o constante crioscópica. Unidades: ºC. m-1 
 m = molalidad 
DTf = Tºf solvente puro – Tf disolución 
c. Disminución del punto de congelación 
Ejemplo 
Calcule el punto de congelación de la solución que contiene 100 g de 
sacarosa y 500 g de agua. Kf H2O = 1,86 ºC/m. 
MMsacarosa = 342 g/mol 
DTf = i. kf . m 
 m: moles de soluto : 100 g de sacarosa / 342 g/mol 
 kg solvente 
 DTf = 1. 1,86 ºC/m . 0,58 m 
DTf = 1,09 ºC 
 
DTf = Tºf solvente puro – Tf disolución 
Tf disolución= Tºf solvente puro – DTf = 0ºC - 1,09 ºC = - 1,09 ºC 
Si el punto de congelación del agua pura es 0ºC, significa que el punto de 
congelación de la solución es 1,09ºC menor . Resultado: - 1,09 ºC 
0,500 kg solvente 
c. Disminución del punto de congelación 
Factor de Van’t Hoff, 
i = 1 para la sacarosa, 
soluto no volátil. 
Ver imágenes 44 y 45. 
Diagrama de fases que 
ilustra la elevación del 
punto de presión y la 
disminución del punto de 
congelación de disoluciones 
acuosas. 
Resumen de conceptos 
La adición del soluto provoca: - Descenso en la presión de vapor 
 - Aumento del punto de ebullición 
 - Descenso del punto de fusión 
kf > kb 
El descenso crioscópico es más acusado que el aumento ebulloscópico. 
Constantes ebulloscópicas y crioscópicas 
Chang, R. (2013). Química. Undécima Edición. México: Mcgraw-Hill. (Página 539) 
Ósmosis: es el paso selectivo de moléculas del disolvente a 
través de una membrana porosa (semipermeable), desde 
una disolución diluida hacia una de mayor 
concentración. 
 
Presión osmótica (π) de una disolución: es la presión que 
se requiere para detener la ósmosis. 
 
d. Presión osmótica 
d. Presión osmótica 
Chang, R. (2010) Química. 10ª Edición. México: Mcgraw-Hill. (Página 534) 
p = M R T 
Como n/V = molaridad (M) 
π: Presión osmótica 
n: Número de moles soluto 
R: Constante de los gases 
 R = 0.0821 L . atm / mol . K 
T: Temperatura 
V: Volumen 
d. Presión osmótica 
p = n R T 
 V 
• Dos soluciones con la misma presión osmótica: 
– Soluciones ISOTÓNICAS 
 
• Dos soluciones con distinta presión osmótica: 
– Mayor presión osmótica HIPERTÓNICA 
– Menor presión osmótica HIPOTÓNICA 
d. Presión osmótica 
Glóbulos rojos de la sangre 
Células Normales 
Disolución isotónica 
Igual p 
Células se expanden (hinchan) 
Disolución hipotónica 
Menor p 
 
Células se encogen 
Disolución hipertónica 
Mayor p 
 
d. Presión osmótica 
Propiedades coligativas 
Las propiedades más utilizadas son: 
 Disminución del punto de congelación 
 Presión osmótica 
Aplicación: Determinación de la masa molar del soluto 
Ejemplo. Si se disuelven 7,08 g de un compuesto en 125 g de CCl4, 
se observa una disminución del punto de congelación de 10,4 ºC. 
Determine la MM del compuesto. Kf del solvente = 29,8 ºC/m. 
Determinación de la masa molar del soluto 
DT = i. Kf . m DT = m 
i. Kf 
10,4 ºC = m = 0,35 molal 
1. 29,8 ºC/m 
1000 g disolvente _____ 0,35 moles de soluto 
125 g disolvente ________ x = 0,044 moles de soluto 
 
0, 044 moles de soluto _____ 7,08 g de soluto 
1 mol de soluto __________ x = 161 g/ mol 
 RESULTADO: MM: 161 g/ mol 
Factor de Van’t Hoff, 
i = 1 para CCl4, 
soluto no electrolito. 
Ver imágenes 44 y 45. 
 SOLUTO ELECTROLITO 
Factor de Van´t Hoff: “i “ 
i = número real de partículas después de la disociación 
 número de unidades de fórmula inicialmente disueltas 
PROPIEDADES COLIGATIVAS 
Disoluciones de electrolitos 
i > 1 para los electrolitos 
 Ejemplos: NaCl i=2 CaCl2 i=3 
 
i = 1 para todos los no electrolitos. 
Propiedad 
coligativa 
Solución de no 
electrolito 
Solución de 
electrolito 
Descenso de la 
presión de vapor 
 
Descenso 
crioscópico 
Ascenso 
ebulloscópico 
Presión osmótica p = M R T 
Influencia del factor i de Van’t Hoff 
ΔTf = kf . m 
p = i . M R T 
ΔTb = kb . m 
ΔTf = i . kf . m 
ΔTb = i . kb . m 
ΔP = i . Xsto . P
o ΔP = Xsto . P
o 
 
 
COLOIDES 
 
 
¿Qué es un coloide? es una dispersión de 
partículas de una sustancia (la fase dispersa) entre un 
medio dispersor, formado por otra sustancia. 
Características principales: 
• Sistema que está compuesto por fase dispersa y medio de 
dispersión. 
• El tamaño de las partículas de la fase dispersa (1 x 103 pm a 1 x 
106 pm). 
• Efecto Tyndall. 
Al hacer pasar un rayo de luz a través de una dispersión 
coloidal, el mismo se ve en forma clara y nítida al atravesar el 
coloide. Este fenómeno no sucede en una disolución. 
 
Este efecto se debe a que las partículas coloidales son lo 
suficientemente grandescomo para dispersar la luz. 
 
Propiedad óptica: Efecto Tyndall 
Propiedad óptica: Efecto Tyndall 
Clasificación de los coloides 
Según: 
• Estado de agregación en que se presentan la 
fase dispersa y el medio dispersante. 
 
• Afinidad por el medio dispersante. 
CLASIFICACIÓN POR ESTADO DE AGREGACIÓN 
Chang, R. (2013). Química. Undécima Edición. México: Mcgraw-Hill. (Página 549) 
 
• LIÓFOBOS O DISPERSIONES COLOIDALES LIÓFOBAS 
 Poca atracción entre la fase dispersa y el medio dispersante. 
Son los coloides verdaderos. 
 Si el medio de dispersión es agua, se denominan 
HIDRÓFOBOS. 
 Requieren la presencia de sustancias estabilizadoras para 
compensar la falta de afinidad por el agua. 
 
• LIÓFILOS O DISPERSIONES COLOIDALES LIÓFILAS : 
 Gran atracción entre la fase dispersa y el medio dispersante. 
 Si el medio de dispersión es agua se denominan 
HIDRÓFILOS. 
 
 
CLASIFICACIÓN POR AFINIDAD CON EL MEDIO 
DISPERSANTE 
Coloides hidrofóbicos no son estables en agua: 
estabilización por adsorción 
Chang, R. (2010) Química. 10ª Edición. México: Mcgraw-Hill. (Página 544) 
Son compuestos orgánicos cuyas moléculas están formadas por 
dos grupos de propiedades radicalmente opuestas. Uno de los 
grupos es hidrofílico, caracterizado por ser soluble en agua y otras 
sustancias polares, mientras que el otro es lipofílico y es soluble en 
aceites y otras sustancias no polares. Ej.: caseína en la leche, 
yema de huevo en la mayonesa, jabones y detergentes para 
remover grasas. 
Coloides hidrofóbicos no son estables en agua: 
estabilización por agentes emulsificantes 
(surfactante o tensioactivo) 
Bibliografía 
- Atkins, P. & Jones, L. (2006). Principios de Química. Los caminos del 
descubrimiento. 3ª Edición. Madrid: Editorial Médica Panamericana. 
- Brown, T. L.; Lemay Jr., H. E.; Bursten, B. E. y Murphy, C. J. (2014). 
Química. La Ciencia Central. Decimosegunda Edición. México: Editorial 
Pearson Educación. 
- Chang, R. (2013). Química. Undécima Edición. México: Mcgraw-Hill. 
- Pettrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. (2003). Química General. 
Enlace químico y estructura de la materia. Volumen 1 y II. 8ª Edición. 
Madrid: Pearson Prentice Hall. 
- Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D. y Bissonette, C. (2011). Química 
General. Principios y aplicaciones modernas. 10ª ed. Madrid: Prentice Hall. 
- Whitten, K. W.; Davis, R. E.; Peck, M. L. y Stanley, G. G. (2008). Química. 
Octava Edición. México: Cengage Learning Editores.