UC 6 Disoluciones_C3

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• Propiedades generales de las Soluciones Acuosas
• Concentración de las soluciones
• Reacciones en Solución Acuosa
 Reacciones de Precipitación
 Reacciones Ácido-Base
 Reacciones Redox
• Estequiometría en reacciones acuosa
UC 6. DISOLUCIONES
Solución (disolución) es una mezcla homogénea de dos o más sustancias
 El soluto es(son) la sustancia(s) presente en menor cantidad(es)
 El solvente es la sustancia que está en mayor cantidad
Propiedades generales de las Soluciones Acuosas
En esta sección analizaremos únicamente las soluciones acuosas, en las que
el soluto inicialmente es un líquido o un sólido y el disolvente es agua.
Tipos de Soluciones según el estado de los componentes.
Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una
disolución que conduce la electricidad.
Un no electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una
disolución que no conduce la electricidad.
no electrólito electrólito débil electrólito fuerte
Propiedades electrolíticas
Propiedades electrolíticas
Electrólito fuerte: 100% disociación 
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)H2O
Electrólito débil: no se disocia completamente 
CH3COOH CH3COO
- (ac) + H+ (ac)
Propiedades electrolíticas
Un no electrólito no conduce electricidad
No cationes (+) y aniones (-) en disolución
C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac)
H2O
Propiedades electrolíticas
El agua es un disolvente de compuestos iónicos muy eficaz. Aunque el agua es
una molécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva (los átomos de
H) y otra negativa (el átomo de O). Estas regiones se denominan “polos”
positivo y negativo, por lo que es un disolvente polar.
Agua- Solvente Universal
Forma enlaces de hidrógeno (atracciones
electrostáticas) consigo mismo o con otras
especies polarizadas que tienen átomos
electronegativos con pares solitarios (O, N, S).
Agua- Solvente Universal
Hidratación es el proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua
acomodadas de manera específica.
Na+(ac) C6H12O6(ac)
Propiedades del soluto y el solvente: 
• Los compuestos iónicos (NaCl) y los polares (Azúcar), son solubles en los 
solventes polares (H2O).
• los compuestos no polares (Aceites y Mantecas) son solubles en solventes no 
polares (Gasolina)
https://youtu.be/-HCRm5HX1hc
Puentes de Hidrógeno
¿Qué es concentración?
La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto
presente en una cantidad dada de solvente o de solución.
En términos cuantitativos, esto es, la relación o proporción
matemática entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o,
entre soluto y solución.
( )
Cantidad de soluto
Concentración
Cantidad de disolución o disolvente

Concentración de las soluciones
TIPOS DE DISOLUCION 
(CONCENTRACIÓN)
Diluida
La cantidad de 
soluto que 
interviene está en 
una mínima 
proporción.
Concentrada
Interviene una 
cantidad 
considerable de 
soluto.
Saturada
Contiene la máxima 
cantidad de soluto que 
se disuelve en un 
disolvente particular, a 
una temperatura y 
presión dada.
No saturada
Contiene menor 
cantidad de soluto de 
la que es capaz de 
disolver a una 
temperatura y presión 
dada.
Sobresaturada
Contiene más soluto que el que
puede existir en equilibrio a una
temperatura y presión dada.
Contiene mas soluto que en una
disolución saturada).
INESTABLES CRISTALIZA
La cristalización es el proceso en el cual un soluto
disuelto se separa de la disolución y forma cristales
SOLUCIONES EMPÍRICAS
Las soluciones empíricas son aquellas en las que no hay una medida en la
concentración, solamente una referencia en cuanto a la proporción de soluto disuelto
en cierto solvente.
Dentro de las soluciones empíricas tenemos:
• Las soluciones Diluidas.- que son aquellas donde hay muy poco soluto disuelto en
una gran cantidad de solvente, es decir la relación de soluto a solvente es pequeña.
•Las soluciones Concentradas.- Son aquellas donde hay más cantidad de soluto que en
las diluidas (pero no hay una cantidad específica), la relación de soluto a solvente es
grande y se dice que la solución está concentrada.
•Soluciones Insaturadas.- contiene menos soluto del que puede estar en equilibrio a
determinada temperatura. Es posible disolver más soluto a determinada
temperatura.
•Soluciones Saturadas.- son aquellas en donde la sustancia disuelta está en
equilibrio con el solvente, ya no es posible disolver más soluto a determinada
temperatura.
•Soluciones Sobresaturadas.- Son las soluciones en donde se agrega más soluto
después de la saturación, es decir contiene más soluto del que puede estar en
equilibrio a determinada temperatura.
SOLUCIONES EMPÍRICAS
UNIDADES FISICAS
% masa/masa
(%p/p)
% masa/volumen
(% p/v)
% volumen/volumen 
(%v/v)
Partes por millon
(ppm)
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
• En la química la mayoría de las reacciones las efectuamos en disolución, aquí su importancia.
UNIDADES QUÍMICAS
Molaridad (M)
Molalidad (m)
Normalidad (N)
Fracción molar (XA)
M
o
l
Porcentaje en masa (% m/m): también llamado porcentaje en peso) es la 
relación de masa de un soluto en la masa de la disolución
Masa de soluto + masa del disolvente = masa de la disolución
x 100% (m/m) =
Masa del soluto (g)
masa de soluto + masa de disolvente
Masa de la disolución (g)
• Concentración porcentual m/v o % p/v
% p/v =masa de soluto (g) en 100 mL de solución
Ejemplo:
Solución salina que contiene 30 g NaCl en
80 mL de agua.
• Concentración porcentual (% v/v)
% v/v=volumen de soluto en 100 mL de solución
Ejemplo:
Solución alcohólica que contiene 15 ml de
EtOH en 65 mL de agua.
𝜌 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
Ejemplo:
Solución HCl tiene una densidad de 1,18
g/mL
• Partes por millon (ppm): Se define como los miligramos de soluto disueltos en 1000 ml o 
1 litro de solución. 
850 mg KNO3
670 mL 
disolución
x 1000 mL = 1268.65 ppmX =
Ejemplo:
Calcular la concentración en ppm de una solución que contiene 0,85g (850 mg) de KNO3
disueltos en 670 mL de solución
Partes por millón (ppm):
Es el número relativo de unidades de peso del soluto por cada millón de partes de 
disolución.
Esta escala se emplea para disoluciones muy diluidas.
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN QUÍMICAS
solucióndeVolumen
solutodemoles
M 
(Kg)solventedemasa
solutodemoles
m 
luciónV(L) de so
toEq de soluN 
Molaridad
• Se representa con la letra M mayúscula. Sus soluciones se conocen como Molares.
• Se define como el número de moles de soluto en un litro de solución.
solucióndeVolumen
solutodemolesM 
Este método es muy útil para expresar concentraciones cuando se utiliza un
equipo volumétrico (probetas, buretas o pipetas). Sólo se necesita pasar cierta
cantidad de soluto, que corresponda a la concentración deseada, y adicionar
suficiente disolvente hasta completar un volumen determinado en un matraz
volumétrico aforado
Molaridad
https://www.youtube.com/watch?v=CE2te7LVCQE
Ejercicio: ¿Cuál es la concentración molar de una solución que se
prepara disolviendo 20 g de sulfato de sodio, Na2SO4 en agua hasta
obtener 250 mL de solución?
Primero: Mediante la masa molar del soluto, calculamos el número de moles.
42
42
42
4242 Na mol 0,14 Na142
Na mol 1
 x Na g 20 Na de moles SO
SOg
SO
SOSO 
Segundo: Transformamos los 250 mL a Litros
L 0,25 
mL 1000
L 1
 x mL 250 V 
solución L 1
Na mol 0,56
 Na M 0,56 
solución de L 0,25
Na mol 0,14
 M 4242
42 SOSO
SO

MMNa2SO4 = 142 g/mol
solucióndeLVolumen
solutodemolesM
)(

Ejercicio: ¿Qué masa de KI se requiere para producir 500 mL de una solución de 2.80 M
de KI? 
solucióndeLVolumen
solutodemolesM
)(

soluciónden(L)M x Volumesolutodemoles 
KI moles de , soluciónde L,M x ,solutodemoles 4150802 
KI g 232,4 
KI mol 1
KI g 166
 x KI mol 0,14 KI asa m
 g KI 
 mol KI 
 g KIx
n L solució
 mol KI,x
ón mL soluci
n L solucióón x mL soluci 232
1
166
1
802
1000
1500 
Otra forma de resolver el problemaes usando Factores de Conversión:
Ejercicio: ¿Cuál será la Molaridad de una solución de ácido Nítrico, HNO3,
concentrado al 57,87 %m/m si su densidad es 1,355 g/mL?
MM HNO3 = 63 g/mol

 3HN g 63,01
3HN mol 1
 g100
3 g87,57
solución L 1
solucion mL 1000
 
solución de mL 1
solución g 1,355
 M
O
O
x
solución
HNO
xx
solucióndeLVolumen
solutodemolesM
)(

 
solución de mL 1
solución g 1,355
 
1,355 g/mL 57,87 %m/m 
 
solución de g 100
HNO g 57,87
 3
MM 44,12
solución de 1L
HNO mol 12,44 3M
Molalidad (m)
• Se define como la cantidad de moles de soluto contenido en un 
kilogramo de solvente
(Kg)solventedemasa
solutodemolesm 
Ejemplo. Calcule la molalidad de una disolución de ácido sulfúrico que contiene 24.4 g de 
ácido sulfúrico en 198 g de agua. La masa molar del ácido sulfúrico es de 98.09 g.
Estrategia Para calcular la molalidad de una disolución, necesitamos saber el número de moles 
de soluto y la masa del disolvente en kilogramos.
Solución
1) Debemos encontrar el número de moles del ácido sulfúrico en 24,4 g del ácido,
utilizando su masa molar como el factor de conversión.
42
42
42
4242 H mol 0,249 SOH g 98,09
H mol 1
 x H g 24,4 H de moles SO
SO
SOSO 
2) Calcula la masa de solvente (agua) en Kilogramos:
La masa del agua es de 198 g  0,198 kg
OH Kg 0,198 
OH g 1000
OH Kg 1
 x OH g 198 OH de Kg 2
2
2
22 
3) Calcula la molalidad
 m, 
O Kg de H,
SO mol de H,
(Kg)solventedemasa
solutodemoles
m 261
1980
2490
2
42 
Ejercicio: Se prepara una mezcla con 30 g de Etanol y 400 g de agua ¿Cuál es su
molalidad?
OH Kg0,4
OH g 1000
OH 1Kg
 x OH g 400K 2
2
2
2solvente g
FM: C2H6O MM: 46 g/molEtanol: CH3-CH2-OH
2) Convertimos los 400 g de solvente a kilogramo:
1) Convertimos los 30 g de soluto en moles:
OC mol 0,652 
OC g 46
OC mol 1
 x OC g 30 OC de moles 62
62
62
6262 HH
H
HH 
3) Calcula la molalidad
 m, 
 Kg de ,
 mol de ,
(Kg)solventedemasa
solutodemoles
m
H
H
631
40
6520
O
OC
2
62

Conversión de molalidad a Molaridad conociendo la densidad de la solución
luciónV(L) de so
olutomoles de sM 
enteKg de solv
olutomoles de sm 
D
1) Calculo Kg de solvente
Kg de solvente = Kg de solución - Kg soluto
 g
 Kgx
luto mol de so
MM (g)oluto xmoles de stoKg de solu
1000
1
1

g
kgx
ución mL de sol
ióng de solucx
ción L de solu
ón mL solucilución xV(L) de sociónKg de solu
1000
1
11
1000
Una muestra de 0.892 g de KCl se disuelve en 54.6 g de agua. Cual es el porcentaje en
masa de KCl en la disolucion?
R/ 1.61 %
Cual es la molaridad de 85 mL de una disolucion que contiene 1.77 g de etanol
(C2H5OH) ?
R/ 0.447 M
Calcule la molalidad de una disolucion de ácido sulfúrico (H2SO4) que contiene 24.4 g de
ácido sulfúrico en 198 g de agua.?
R/ 1.26 m
Normalidad 
Una unidad de concentración que requiere de un tratamiento más profundo
debido a su dificultad es la Normalidad, la que se denota por la letra N y se
define como él número de equivalentes de soluto por litro de solución
luciónV(L) de so
toEq de soluN 
PE
lutomasa de soEq 
VMM
nmasaN
 * 
 * 
N° de equivalente: se obtiene dividiendo la masa de soluto en la masa o peso 
equivalente, es decir:
Normalidad. Peso Equivalente
es aquella fracción de la masa molar que corresponde a una unidad definida de
reacción química.
n
MMPE 
1 - Si se trata de un ácido se divide la masa de un mol en el número de hidrógenos 
disociados. 
Ejemplo:
H2CO3 ⇌ 2 H
+ + CO3
2- (Estado de oxidación del anión: +2) 
2
6232 g/mol
n
COMM HPE 
HCl → H+ + Cl- (Estado de oxidación del anión: +1) 
1
5,36 g/mol
n
MM HClPE 
Normalidad. Peso Equivalente 
n
MMPE 
2- Si se trata de un hidróxido, se divide la masa de un mol en el número 
de grupos oxhidrilos disociados. 
Ejemplo: 
NaOH Na+ + OH- (Estado de oxidación del catión: +1)
Al(OH)3 Al
+3 + 3 OH- (Estado de oxidación del catión: + 3) 
1
40g/mol
n
MM NaOHPE 
3
7832 g/mol
n
OMM AlPE 
3 - Si se trata de una sal, se divide la masa de un mol en el número total de aniones 
o cationes que libera al disociarse multiplicado por la carga de cada uno de estos 
iones. 
Ejemplo: 
FeSO4 → Fe
2+ + SO4
2- (Cargas intercambiadas: 2)
Fe2 (SO4)3 → 2 Fe
3+ + 3 SO4
2- (Cargas intercambiadas: 6) 
Normalidad. Peso Equivalente 
n
MMPE 
2
15242 g/mol
n
SOMM FePE 
6
400)( 342 g/mol
n
SOMM FePE 
Ejemplo: Calcule la normalidad de la siguiente soluciones acuosas, 9.50 g de 
hidróxido de sodio en 450 ml de solución . 
MM NaOH= 39.997 g/mol
n
MMPE 
luciónV(L) de so
toEq de soluN 
PE
lutomasa de soEq  Eq, 
 g NaOH,
 g NaOH,
Eq 2380
99739
509

ción L de solu,
uto Eq de sol,N
4500
2380

• PE =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑁𝑜 𝑑𝑒 𝑂𝐻−
• 𝑃𝐸 =
39.997 𝑔
1
= 39.997 𝑔
• No tiene unidades debido a que representa una relación de dos cantidades
semejantes
• No expresa concentración de las disoluciones
• Apropiada para el calculo de presiones parciales de los gases y trabajar con 
presiones de vapor de las disoluciones
Fracción molar A = XA =
Moles de A
Suma de los moles de 
todos los componentes
Preparación de diluciones
• Consiste en añadir mayor cantidad de solvente a una porción de una solución 
concentrada de modo que su concentración final sea menor.
Dilución
Solvente
adicionado
Preparación de diluciones
En el laboratorio, las soluciones de trabajo se preparan generalmente de una de las 
siguientes maneras:
Por otro lado también se puede diluir una solución madre con una solución que 
contenga los mismos componentes pero que tenga una concentración menor. La 
solución resultante de la mezcla tendrá una concentración intermedia entre la solución
madre y la de menor concentración. 
1. Pesando el/los soluto/s y llevando a volumen con el solvente necesario
2. A partir de una solución más concentrada (denominada solución madre o STOCK), 
la cual se diluye hasta obtener la concentración deseada.
Ejercicio: Si diluyó 5 mL de solución 4 M hasta un volumen final de 250 mL ¿Cuál 
es la molaridad de dilución resultante?
Consideremos la solución concentrada como los datos 1 y la solución diluida 
como los datos 2:
V1 = 5 mL
C1 = 4 M
V2 = 250 mL
C2 = x
C1 x V1 = C2 x V2
M 0,08
mL 250
mL 5 x M 4
V
V x C
C
2
11
2 
¿Qué volumen en mL de solución de HCl al 37 %m/m y d = 1,18 g/mL se 
requiere para preparar 500 mL de una dilución 0,5 M?
Primero: transformamos los datos de HCl concentrado a molaridad.
M
 g HCl ,
 mol HCl
x
g solución
g HCl
x
ón L soluci
on mL soluci
 x 
ución mL de sol
n g solució,
 M 97,11
4636
1
100
37
1
1000
1
181

solucióndeLVolumen
solutodemolesM
)(

 
solución de mL 1
solución g 1,18
 
1,18 g/mL 37 %m/m 
 
solución de g 100
HCl g 37
 
¿Qué volumen en mL de solución de HCl al 37 %m/m y d = 1,18 g/mL se 
requiere para preparar 500 mL de una dilución 0,5 M?
Segundo: aplicamos relación de dilución
1
22
12211 C
VxC
VVxCVxC 
mL20,9
M11,97
mL500xM0,5
V1 
1. ¿Cómo prepararía 60.0 mL de 0.2 M de HNO3 de una disolución
existente de 4.00 M HNO3?
2. Para preparar 600 ml de una solución 1M a partir de una solución 3M se 
deberá tomar una alícuota de la solución madre y agregarle agua hasta tener
600 ml de una solución 1M. 
a) ¿qué cantidad de la solución madre hay que tomar?
b) ¿cuánta agua hay que agregar? 
3. Se prepara una disolución disolviendo 516,5 mg de ácido oxálico (C2H2O4) hasta
completar 100,0 mL de disolución. Una porción de 10,00 mL se diluye hasta 250,0
mL. ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?
4. Se prepara una disolución disolviendo 516,5 mg de ácido oxálico (C2H2O4) hasta
completar 100,0 mL de disolución. Una porción de 10,00 mL se diluye hasta 250,0
mL. ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?
Dilución por mezcla de dos o más soluciones
• Moles aditivas
• Se puede suponer que los volúmenes son aditivos
𝑉1𝐶1 + 𝑉2𝐶2 = 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
• Averiguar el número de moles en cada solución:
Ejemplo: Se mezclan 20 mL de solución 0.4M de NaOH con 80 mL de solución 0.2 M 
del mismo soluto. Considerando volúmenes aditivos, ¿cuál es la molaridad de la 
solución resultante? 
Reacciones en Solución Acuosa
Muchas reacciones químicas y prácticamente todos los procesos biológicos se llevan a 
cabo en un medio acuoso. 
Estudiaremos los tres principales grupos de reacciones que se efectúan en disolución 
acuosa: 
 Reacciones de precipitación
 Reacciones ácido-base
 Reacciones REDOX • Combinación 
• Descomposición 
• Combustión 
• Desplazamiento
• Desproporción
Reacciones de precipitación
Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución
2 KI(aq) + Pb(NO3)2(aq)  PbI2(s) + 2KNO3(aq)
Cómo escribir las ecuaciones iónicas netas 
1. Escriba una ecuación molecular balanceada. 
2. Escriba la ecuación iónica que muestra los electrólitos fuertes. 
3. Determine el precipitado de las reglas de solubilidad. 
4. Cancele los iones espectadores en ambos lados de la ecuación 
iónica. 
AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)
Ag+ + NO3
- + Na+ + Cl- AgCl (s) + Na+ + NO3
-
Ag+ + Cl- AgCl (s)
Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato 
de plata con cloruro de sodio. 
Reacciones de precipitación
ecuación molecular
ecuación iónica
ecuación iónica neta
Pb2+ + 2NO3
- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na
+ + 2NO3
-
Na+ y NO3
- son iones espectadores
Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)
precipitado 
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
Reglas de solubilidad para compuestos iónicos 
comunes en el agua a 250C
Compuestos solubles Excepciones
Compuestos que contengan iones 
de metales alcalinos y NH4+
NO3-, HCO3-, ClO3-
Cl-, Br-, I- Halogenuros de Ag+, Hg22+, Pb2+
SO42-
Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, 
Hg2+, Pb2+
Compuestos insolubles Excepciones
CO32-, PO43-, CrO42-, S2-
compuestos que contengan iones 
de metales alcalinos y NH4+
OH-
Compuestos que contengan iones 
de metales alcalinos y Ba2+
Ejemplos
Ejemplos
BaCl2(ac) + K2SO4(ac) BaSO4(s) + 2KCl(ac)
Se forma un precipitado blanco de sulfato de bario.
2CuSO4(ac) + 2NaOH(ac) Cu2(OH)2SO4(s) + Na2SO4(ac)
Se forma el precipitado azulado de sulfato dibásico de cobre (II).
2AgNO3(ac) + K2CrO4(ac) Ag2CrO4(s) + 2KNO3(ac)
Se forma el precipitado anaranjado de cromato de plata.
Ejercicios de práctica Reacciones de Precipitación:
CaCl2(ac) + Na2CO3(ac) CaCO3(s) + 2NaCl(ac)
Se forma el precipitado blanco de carbonato de calcio, conocido también como caliza.
Fe(NO3)3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(s) + 3NaNO3(ac)
Por último, se forma el precipitado anaranjado de hidróxido de hierro (III). De este
modo, las reacciones de precipitación producen cualquier compuesto.
Ejercicios:
BaCl2(ac) + K2SO4(ac) BaSO4(s) + 2KCl(ac)
Se forma un precipitado blanco de sulfato de bario.
2CuSO4(ac) + 2NaOH(ac) Cu2(OH)2SO4(s) + Na2SO4(ac)
Se forma el precipitado azulado de sulfato dibásico de cobre (II).
2AgNO3(ac) + K2CrO4(ac) Ag2CrO4(s) + 2KNO3(ac)
Se forma el precipitado anaranjado de cromato de plata.
Ejercicios de práctica Reacciones de Precipitación:
CaCl2(ac) + Na2CO3(ac) CaCO3(s) + 2NaCl(ac)
Se forma el precipitado blanco de carbonato de calcio, conocido también como caliza.
Fe(NO3)3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(s) + 3NaNO3(ac)
Por último, se forma el precipitado anaranjado de hidróxido de hierro (III). De este
modo, las reacciones de precipitación producen cualquier compuesto.
Ejercicios:
Reacción de ácido-Base (neutralización)
ácido + base sal + agua
HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O
4.3
Formación de gases