Tema3 teoría

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TEMA 3 
 
ESTADOS DE AGREGACIÓN 
DE LA MATERIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mª José Morcillo Ortega 
 
ASIGNATURA 
 
QUÍMICA 
CURSO ACCESO MAYORES 25 AÑOS 
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TEMA 3 
 
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 
 
 
 
En este tema se estudiarán los tres estados de agregación: sólido, líquido y gas, en que 
habitualmente se encuentran los cuerpos. Se comienza con la exposición de las Leyes comunes 
a todos los gases y, a continuación, se estudiarán los cambios de estado y los factores que 
intervienen en ellos. 
 
 
GASES: SUS LEYES. 
• Gases. 
 
La palabra gas se emplea para designar una sustancia que es totalmente gaseosa a la 
temperatura y presión ordinaria. El término vapor se refiere a un gas que se evapora de un 
material que, habitualmente, es sólido o líquido a la temperatura ordinaria. 
Conviene clasificar los gases en dos tipos: Gases ideales y Gases no ideales o reales. 
El gas ideal obedece a ciertas leyes que se describirán más adelante, mientras que los reales 
sólo las cumplen a bajas presiones. 
Los gases ideales cumplen con los siguientes postulados: 
 
 Los gases se componen de moléculas cuyo tamaño es despreciable comparado con 
la distancia media entre ellas. 
 Las fuerzas intermoleculares son débiles ó despreciables. Salvo en el momento de 
la colisión. 
 Cumplen con las leyes de los gases 
Todos los gases, independientemente de su naturaleza química o del tamaño de sus moléculas, 
responden a unas leyes muy sencillas. Las principales son: Ley de Avogadro, Ley de Boyle, Ley 
de Charles-Gay-Lussac y Ecuación de estado de los gases. 
 
Las moléculas de los gases se mueven continuamente debido a la temperatura. Cuanto mayor 
sea la temperatura, con más velocidad se moverán las moléculas. Pero la temperatura no se 
mide en la escala Celsius o Centígrada, sino en una escala llamada Kelvin o escala absoluta. A -
273 ºC las moléculas estarían quietas, por eso no puede haber una temperatura más baja. En la 
escala Kelvin 0 ºK equivalen a -273 ºC. Las escalas para medir la temperatura más conocidas y 
utilizadas son las escalas Celsius (ºC), Kelvin (ºK) y Fahrenheit (ºF). Para pasar de una escala a 
otra tenemos: 
°K = °C + 273 °C = 5/9 ( °F - 32) °F = 9/5 °C + 32 
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La equivalencia entre las unidades de presión más común es: 
 
1 atm = 760 mm Hg = 760 Torr =1013,25 hPa 
 
 
 
 
• Ley de Avogadro 
 
Establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la 
temperatura y la presión. Recuerda que la cantidad de gas la medimos en mol. 
“Si la presión y la temperatura son idénticas, en volúmenes iguales de gases hay el mismo 
número de moléculas”. 
V = k . n (a p y T ctes.) 
Luego: 
 
V1 / n1 = V2 / n2 
 
 
 
 
 
 
 
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En la figura podemos ver dispositivos, de igual volumen, que contienen gases distintos, en 
CNPT, en todos ellos hay el mismo número de moléculas. 
 
 
 
 
 
A la presión de 1 atmosfera y a 273 ºK (C.N.P.T.), 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen de 
22,4 litros. 
 
Ejemplo: 
Sabemos que 3,50 L de un gas contienen 0,875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta 
1,40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes) 
Solución: Usamos la ecuación de la ley de Avogadro: 
 
V1 / n1 = V2 / n2 → V1n2 = V2n1 
 
(3,50 L) (1,40 mol) = (V2) (0,875 mol) 
 
Si despejamos V2 obtenemos un valor de : V2 = 5,60 L 
 
• Ley de Boyle-Marriot 
 
Relación entre la presión y el volumen de un gas, cuando la temperatura es constante. 
“A temperatura constante, los volúmenes que ocupa una misma masa de gas son inversamente 
proporcionales a las presiones que soporta”. 
 
V = k’. 1/p (a T y n ctes.) → PV = constante 
 
Si la presión o el volumen de una muestra dada de gas se modifican, sin variación de la 
temperatura, la nueva presión o el nuevo volumen pueden calcularse de la ecuación: 
 
P1V1 = P2V2 
 
 
 
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Si tenemos un gas sometido a una presión de 2 atmósferas en las figuras se observa que 
cuando se disminuye la presión a 1 atmósfera, el volumen aumenta, debido a que los gases son 
compresibles. Por lo tanto a Menor presión Mayor volumen. 
 
 
 
 
Igualmente se puede ver que a medida que el volumen disminuye la presión aumenta 
 
 
 
 
Ejemplo: 
Si 4,0 L de un gas están a 600,0 mm Hg de presión, ¿cuál será su nuevo volumen si 
aumentamos la presión hasta 800,0 mm Hg? 
 
Solución: Aplicamos la Ley de Boyle: 
P1V1 = P2V2 
 
(600,0 mm Hg) x (4,0 L) = (800,0 mm Hg) x V2 
 
Si despejamos V2, obtendremos: 
V2 = 3 L 
 
 
 
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• Ley de Charles 
 
Relación entre la temperatura y el volumen de un gas cuando la presión es constante. 
“A presión constante, el volumen de una misma masa de gas es directamente proporcional a la 
temperatura absoluta”. 
 
V = k’’.T (a p y n ctes.) 
 
Si se modifica, a presión constante, el volumen o la temperatura de una masa dada de gas, las 
condiciones iniciales y finales se relacionan mediante la expresión siguiente: 
 
V1 / T1 = V2 / T2 
 
 
 
 
Como se aprecia en la figura, a presión constante el volumen de un gas aumenta al aumentar la 
temperatura absoluta. 
 
 
 
 
 
Ejemplo: 
Un gas tiene un volumen de 2,5 L a 25 ºC, ¿cuál será su nuevo volumen si bajamos la 
temperatura a 10 ºC? 
Solución: Aplicamos la Ley de Charles: 
 
V1 / T1 = V2 / T2 
 
Para sustituir los datos, primero hay que expresar la temperatura en kelvin: 
T1 = 25 ºC + 273 K = 298 K 
T2 = 10 ºC + 273 K = 283 K 
2,5 L / 298 K = V2 / 283 K 
 
Si despejamos V2, obtendremos: V2 = 2,37 L 
 
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• Ley de Gay-Lussac 
 
Relación entre la presión y la temperatura un gas cuando el volumen es constante 
 
P / T = k´´´ → P1 / T1 = P2 / T2 
 
 
La figura ilustra la Ley de Gay-Lussac que en un recipiente rígido, a volumen constante, la 
presión se dobla al duplicar la temperatura absoluta (300 K → 600K). 
 
 
 
 
Ejemplo: 
Cierto volumen de un gas se encuentra a una presión de 970 mm Hg cuando su temperatura es 
de 25 ºC, ¿a qué temperatura deberá estar para que su presión sea de 760 mm Hg? 
 
Solución: Aplicamos la Ley de Gay-Lussac: 
 
P1 / T1 = P2 / T2 
 
Para sustituir los datos, primero hay que expresar la temperatura en kelvin: 
T1 = 25 ºC + 273 K = 298 K 
970 mm Hg / 298 K = 760 mm Hg / T2 
 
Si despejamos T2, obtendremos: T2 = 233,5 K = -39,5 ºC 
 
 
• Ecuación de estado de los gases ideales. Determinación de masas moleculares en 
gases. 
 
 Ecuación de estado de los gases ideales 
Las leyes anteriormente estudiadas, sólo son rigurosamente validas para gases que se 
comportan de forma ideal. Sin embargo, en la mayoría de los casos, los gases no presentan 
dicho comportamiento y las leyes que los describen son muy complejas. 
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Experimentalmente se ha podido comprobar que a bajas presiones y temperaturas moderadas, 
cualquier gas se comporta como un gas ideal. Por el contrario, a presiones elevadas y 
temperaturas bajas, el gas se va alejando de la idealidad. 
Si las leyes estudiadas anteriormente las resumimos en una sola tenemos una ecuación, 
denominada ecuación de estado de los gases ideales, que comprende esas tres leyes de Boyle-
Marriot, de Charles y el principio de Avogadro: 
 
V = k.n 
V = k’.1/p → V = R n T/p → pV = nRT → Ecuación de gases ideales 
V = k’’.T 
 
donde R es una constante de proporcionalidad que engloba las anteriores k, k’ y k’’, que se 
conoce como “Constante universal de los gases” con un valor de 0,082 atm.L/mol.ºK o 
atm.L.mol-1K-1. 
 
Para una misma masa gaseosa: 
p1.V1 = n.R.T1 
p2.V2 = n.R.T2 
 
dividiendo y ordenando tenemos: 
p1.V1 / T1 = p2.V2 / T2 
 
 
 
 
 
 
 Determinación de masas moleculares en gases. 
 
En el tema nº 2 hemos visto que la densidad de una sustancia se obtiene dividiendo su masa 
entre el volumen que ocupa, es decir: d = m / v. En el caso que nos ocupa, los gases, el volumen 
varía de forma apreciable con la temperatura y la presión (según las leyes anteriormente citadas 
de Charles-Gay Lussac y Boyle), por loque también lo hará la densidad. 
En la ecuación de los gases ideales: 
pV = nRT 
 
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existe una relación entre densidad y masa molar, por lo que si conocemos la densidad de un gas 
podemos determinar su masa molar y, a partir de ella, hallar su masa molecular. 
Al estudiar el concepto de mol se vio que existe una relación entre mol, masa y masa molar (o 
molecular): 
n = m / M 
 
sustituyendo esta expresión en la ecuación de los gases ideales tenemos que: 
 
p x V = n x R x T 
 
. .mp V R T
M
= ó . .mp M R T
V
= 
 
como m / V = d por definición de densidad, sustituyendo en la ecuación anterior tenemos que: 
 
 
 
 
 
 
 
Tabla resumen de las Leyes de los Gases 
 
 
 
 
Ejemplos: 
 
1.- ¿Cuántos mol de un gas ideal hay en 1 L a 1 atm de presión y 27 ºC? 
 
Solución: Aplicando la ecuación anteriormente expuesta: 
 
pV = nRT → Ecuación de gases ideales 
 
Sustituyendo los valores dados tenemos: 
 
1 atm.x 1 L / 0,082 atm.L.mol-1.K-1 x 300 ºK = n 
. .d R TM
p
= 
 10
 
n = 0,041 mol de gas 
 
 
 2.- 
 
 
 
CAMBIOS DE ESTADO 
 
Se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación 
sin que ocurra un cambio en su composición. La materia cambia de un estado a otro por efecto 
de la temperatura y presión, ya sea aumentando o disminuyendo la energía calórica. 
En la naturaleza es frecuente observar que la materia cambia de un estado a otro. Un ejemplo 
muy conocido es el caso del agua, que se puede encontrar en forma sólida, líquida o gaseosa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Presión de vapor 
 
Presión ejercida por un vapor en la superficie del líquido de que procede. 
En el equilibrio dinámico entre el líquido y el vapor, las moléculas en estado de vapor ejercen 
una presión como la de cualquier otro gas. La presión que ejerce un vapor en equilibrio con su 
líquido se llama presión de vapor del líquido. De forma sencilla, se puede considerar como una 
medida de la tendencia a “escapar” de las moléculas para pasar del estado líquido al de vapor. 
La presión de vapor de un líquido es independiente de las cantidades de líquido y vapor 
presentes, pero se incrementa a medida que se eleva la temperatura. La conversión de un gas o 
vapor a líquido se denomina condensación. 
En la figura se muestra el equilibrio líquido-vapor: a) vaporización, b) empieza la condensación, 
c) la velocidad de condensación es igual a la velocidad de vaporización. 
 
 
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• Temperatura de ebullición 
 
Cada sustancia pura tiene su propia temperatura de ebullición denominada punto de 
ebullición, en éste punto la presión de vapor del líquido equilibra a la presión exterior. Por lo 
tanto, la Temperatura de ebullición es la temperatura a la que la presión de un líquido iguala la 
presión ejercida sobre él. Temperatura de ebullición normal es la temperatura a la que la 
presión de vapor de un líquido es igual a 1 atmósfera. 
 
La evaporación y la ebullición son dos formas de producir el cambio de líquido a gas o vapor. 
La evaporación ocurre en la superficie del líquido. La ebullición ocurre en toda la masa del 
líquido. Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de 
vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose 
burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. 
 
• Temperatura de fusión 
 
Al extraer calor de un líquido, éste se enfría cada vez más, hasta alcanzar una temperatura a la 
cual empieza a solidificarse. Se dice que un líquido que pasa al estado sólido se congela o 
solidifica. Cuando un sólido se calienta en forma continua alcanza una temperatura a la cual 
empieza a licuarse. Se dice que un sólido se funde cuando pasa al estado líquido. La 
temperatura a la cual la fase sólida de una sustancia está en equilibrio con su fase líquida se 
conoce como punto de congelación o punto de fusión de dicha sustancia. A esta temperatura 
existe un equilibrio entre el estado cristalino de alta ordenación y el estado líquido más 
desordenado, es decir que la Temperatura de Fusión es la temperatura en la que el líquido y el 
sólido existen en equilibrio. La temperatura a la que se produce la fusión es característica de 
cada sustancia. Por ejemplo, la temperatura a la que ocurre la fusión del hielo es 0º C. Es la 
temperatura a la que la velocidad de fusión de un sólido es la misma que la velocidad de 
congelación de su líquido bajo una presión determinada. Temperatura de fusión normal es el 
punto de fusión a 1 atmósfera de presión. 
 
 
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ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN 
 
La materia se presenta en la naturaleza en tres estados distintos de agregación: sólido, líquido y 
gaseoso, caracterizados por las fuerzas de cohesión que actúan en cada caso sobre las 
partículas del cuerpo. Muchas sustancias, bajo las condiciones apropiadas, pueden existir en los 
tres estados. Cuando se enfría un gas, eventualmente, se condensa para formar un líquido y, 
finalmente, se congela para dar un sólido pero, en todos estos cambios, continúa siendo la 
misma sustancia. 
Para poder explicar y entender el comportamiento de la materia, existe un modelo teórico que se 
basa en los siguientes postulados: 
 La materia está formada por pequeñas partículas. 
 Entre las partículas que forman la materia no existe nada. Hay vacío. 
 Existen unas fuerzas atractivas que tienden a juntar las partículas. 
 Las partículas que forman un sistema material no están quietas, se mueven. La 
energía cinética que poseen es proporcional a la temperatura. Esto es, si la 
temperatura es baja, su movimiento será lento. Si la temperatura asciende, se 
mueven más rápidamente. 
¿Cuál es la diferencia entre un sólido, un líquido o un gas? 
 En un sólido las fuerzas de cohesión entre las partículas que lo forman son muy 
grandes, por eso están muy juntas formando estructuras ordenadas. Aún en los 
sólidos las partículas no están quietas, sino que tienen un movimiento de vibración. 
Por eso, los sólidos tienen forma y volumen constante. 
 En un gas las fuerzas de atracción entre las partículas, aunque existen, son muy 
débiles. Por tanto se mueven en todas direcciones, chocando continuamente unas con 
otras y contra las paredes del recipiente que las contiene. Existe una gran separación 
entre las partículas, hay grandes espacios vacíos. Por eso, los gases tienen forma y 
volumen variables. 
 En un líquido ocurre una situación intermedia. Las fuerzas entre partículas no son tan 
grandes como en los sólidos, ni tan débiles como en los gases. Las partículas están más 
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separadas que en los sólidos, pero menos que en los gases. Por eso, los líquidos 
contenidos en recipientes tienen forma variable y volumen constante. 
 
 
Imagen de “Química”, R. Chang 
 
 
¿Por qué las sustancias cambian de estado? 
El que una sustancia esté en un estado u otro, depende del equilibrio entre las fuerzas que 
tienden a juntar las partículas y su tendencia a separarse, que será tanto mayor, cuanto 
mayor sea su energía. Si bajamos la temperatura, las partículas se moverán más lentamente 
y las fuerzas atractivas serán capaces de mantenerlas más juntas (el gas se transforma en 
líquido, y si seguimos enfriando, en sólido). Si tenemos un sólido y lo calentamos, el 
movimiento de vibración de las partículas irá aumentando hasta que la energía sea suficiente 
para superar las fuerzas que las mantienen en sus posiciones. El sólido funde y se 
transforma en un líquido. Si seguimos calentando, pasará a gas. Por lo tanto, el que una 
sustancia se presente en un estado u otro depende de la presión y la temperatura, puesto 
que un aumento de presión hace disminuir la distancia entre las partículas, mientras que un 
aumento de la temperatura incrementa su agitación térmica y, por consiguiente, su movilidad. 
 
 
• La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido. 
o Por el contrario la solidificación o congelación es el cambio inverso, de líquido a 
sólido. 
• La vaporizaciónes el cambio de estado de líquido a gas. 
o Contrariamente la licuación o condensación es el cambio inverso, de gas a 
líquido. 
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• La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas. 
o El cambio inverso recibe el nombre de sublimación regresiva o cristalización. 
 
• Estado sólido 
 
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos o las moléculas en un sólido son, en general 
intensas y las estructuras de los sólidos son muy diversas y a menudo complicadas. Por ello, los 
distintos tipos de sólidos tienen propiedades muy diferentes. En los sólidos cristalinos, los 
átomos o iones constituyentes están dispuestos de forma regular y periódica. Forman cristales 
de caras planas y los ángulos que forman las caras tienen valores bien definidos. Un sólido 
amorfo tiene una distribución desordenada, al azar, de átomos en lugar de la ordenación regular 
y periódica que caracteriza a los sólidos cristalinos. Los sólidos moleculares están formados por 
moléculas individuales que se mantienen unidas por fuerzas intermoleculares que son 
relativamente débiles. 
 
• Estado líquido 
 
Las moléculas de un líquido están empaquetadas de forma bastante compacta y las fuerzas que 
actúan entre ellas son relativamente intensas. Las propiedades de un líquido dependen en gran 
medida de la naturaleza de las moléculas, de su tamaño y forma, y de las fuerzas que operan 
entre ellas. Por otra parte, las moléculas de un líquido no están ordenadas siguiendo patrones 
regulares, como los que se encuentran en la mayoría de los sólidos, por lo que describir la 
estructura de un líquido es mucho más complicado que la de un sólido. En el estado líquido las 
fuerzas de atracción entre las partículas son lo suficientemente grandes como para que se 
produzca un agrupamiento desordenado. Las partículas están tan juntas que sólo hay espacio 
vacío en una pequeña parte del volumen total ocupado por el líquido. Así pues, los líquidos 
poseen volumen constante y débil compresibilidad. Las densidades de los líquidos son, en 
general, algo inferiores a las de los sólidos, aunque del mismo orden. 
 
• Estado gaseoso 
 
La gran compresibilidad de los gases, que pueden ser reducidos fácilmente hasta volúmenes 
pequeñísimos, apunta a una estructura en la que las partículas, independientes unas de otras, 
están separadas por enormes distancias en relación a su tamaño. Así, en las mismas 
condiciones de presión y temperatura, el volumen de un gas no depende más que del número de 
partículas y no del tamaño de éstas, despreciable frente a sus distancias. Los valores 
extremadamente pequeños de las densidades de los gases en relación con sólidos y líquidos, 
confirman lo anterior. 
 
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DISOLUCIONES 
 
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias y cuya composición puede 
variarse. Las disoluciones constan de una sustancia (el soluto) disuelta en otra (el disolvente). El 
soluto es la sustancia que se disuelve (el sólido) y el disolvente es la sustancia que disuelve (el 
líquido). 
Si añadimos un terrón de azúcar al agua, transcurrido un cierto tiempo desaparece, el terrón se 
ha disuelto, es decir, se ha dispersado en sus últimas partículas, que en este caso son moléculas 
(en otras serán iones o átomos). Cada molécula de azúcar se ha separado de las demás y se 
han rodeado de moléculas de agua, ha sucedido el proceso de disolución del azúcar en agua. 
 
 
 
Imagen Anaya COU, J. Morcillo 
 
 
 
• Solubilidad y saturación 
 
En química, la solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para 
disolverse en un líquido. La cantidad de un sólido que puede disolverse en una cantidad dada de 
un líquido es limitada. Una disolución que contiene la máxima cantidad de soluto que puede 
disolverse a una temperatura dada se dice que está saturada, es decir la disolución no admite ya 
más sólido disuelto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). La 
concentración de soluto en una disolución saturada es denominada solubilidad del soluto en el 
disolvente en cuestión, es decir, la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una 
cantidad determinada de disolvente o de disolución. Se expresan normalmente en gramos de 
soluto por litro de disolución. 
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Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder 
comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una 
magnitud que recibe el nombre de solubilidad. 
Las disoluciones pueden ser: 
 Disoluciones No saturadas: Podemos encontrar a su vez estos dos tipos: 
Disoluciones concentradas: son las que tienen gran cantidad de soluto en un 
determinado volumen de disolución. Están próximas a la saturación. 
Disoluciones diluidas: son las que tienen una pequeña cantidad de soluto en un 
determinado volumen de disolución, o lo que es lo mismo; son disoluciones diluidas las 
que poseen una mayor concentración de disolvente que de soluto. 
 
 Disoluciones Saturadas: Una disolución se dice que está saturada cuando a una 
temperatura dada contiene la mayor cantidad posible de la sustancia que se ha de 
disolver (soluto), es una disolución que está concentrada al máximo. Están en equilibrio 
dinámico con un exceso de soluto no disuelto. 
 Sobresaturadas 
Cuando la cantidad de soluto es superior a la máxima permitida a esa temperatura. 
Se producen a partir de una disolución saturada de un sólido en un líquido a una 
temperatura determinada, cuando se enfría y el sólido no precipita, es decir, cuando la 
cantidad de soluto es superior a la máxima permitida a esa temperatura. 
En la figura podemos observar que simultáneamente al proceso de disolución tiene lugar el 
proceso de cristalización de moléculas disueltas sobre el sólido y que este último se incrementa 
con la concentración, en un instante determinado las velocidades de los dos procesos inversos 
se igualan, hemos llegado al estado de equilibrio, la disolución no admite ya más sólido disuelto: 
está saturada. Como podemos ver en la figura hay una cierta analogía entre los procesos de 
evaporación y disolución. 
 
 
Imagen Anaya COU, J. Morcillo 
 CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES 
 
La composición de una disolución puede ser variable. El valor de la concentración nos expresa 
cuál es la proporción de soluto y disolvente de una disolución o bien cantidad de soluto presente 
(o disuelto) en un peso o volumen dado de disolvente. Una disolución que contiene una cantidad 
de soluto relativamente pequeña se dice que es diluida. Cuando la concentración de soluto es 
grande se dice que la disolución es concentrada. Hay diversos modos de expresar la 
concentración. 
 
• Molaridad 
 
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Es el número de mol de soluto que hay por cada litro de disolución 
 
M = Molaridad = nº de mol de soluto / nº de litros de disolución 
 
Ejemplo: 
¿Cuál es la molaridad de una disolución de 20 g de NaCl en 180 mL de agua? 
 
Solución: 
Primero debemos saber cuántos mol son 20 g de NaCl: 
 
nNaCl = 20/58,5 = 0,34 mol 
 
Ahora determinamos la concentración de la disolución, suponiendo que el volumen de agua no 
varía en el proceso de disolución: 
 
M = (0,34 mol de NaCl) / (0,18 L de disolución) = 1,89 M 
 
• Normalidad 
 
Es el número de equivalentes de soluto que hay por cada litro de disolución. 
 
N = nº equivalentes de soluto / volumen disolución en L 
 
En los ácidos y bases el equivalente son los gramos de ácido o base capaces de producir un 
mol de H+ o un mol de OH-, respectivamente. 
 
eq = mol / n 
 
siendo “n” el nº de H+ u OH-, que puede producirse por molécula. 
 
Así, por ejemplo tenemos: 
• HCl: 1 H+ / mol = 1equivalente / mol 
• H2SO4 : 2 H+ / mol = 2 equivalentes / mol 
• NaOH: 1 OH- / mol = 1 equivalente / mol 
• Ca(OH)2 : 2 OH- / mol = 2 equivalentes / mol 
Si fuera una sal, la cantidad de equivalentes por mol será igual a la carga total positiva o 
negativa. En este caso, por ejemplo, tenemos: 
• Na2S : 1+ x 2 = 2 (del sodio) = 2 equivalentes/ mol 
• Al2S3 : 3+ x 2 = 6 (del aluminio) = 6 equivalentes /mol 
Para saber cuántos equivalentes se tienen en una determinada masa de soluto, se deben seguir 
los siguientes pasos: 
1. Identificar qué tipo de sustancia es y en base a ello cuántos equivalentes se tienen por 
cada mol. 
2. Utilizando el peso molar, hallar el peso de cada equivalente: Peso equivalente: que se 
define como el peso de un equivalente → Peq = g/eq 
3. Con el peso equivalente, averiguar cuantos equivalentes hay en la masa dada. 
Equivalente gramo o simplemente equivalente es el número de gramos igual al peso equivalente. 
 
Ejemplo: 
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Se tienen 5 gramos de AlF3 en 250 mL de disolución, ¿cuál será la Normalidad? 
 
Solución: 
Es una sal y como el aluminio tiene carga 3+ y tenemos solo 1, la carga total + será 3, por lo que 
cada mol dará 3 equivalentes: 
1 mol → 3 Equivalentes 
 
Peso Molar AlF3 = 27 + 19x3 = 84 g / mol, ahora bien si cada mol da 3 equivalentes, el peso de 
cada uno de ellos será PM / 3. 
 
Peso Equivalente: 84 g/mol / 3 equivalentes/mol = 28 g / equivalente 
 
Para hallar el nº equivalentes existentes en 5 gramos de sustancia, se debe considerar cuántos 
gramos tiene cada equivalente (Peso Equivalente): 
 
5 g / 28 g/equivalente = 0,18 equivalentes 
 
Por último si se conoce el volumen final de solución se puede calcular la Normalidad. 
Para 250 mL (0,25 L) se tendría: 
 
Normalidad = nº equivalentes soluto / litro disolución = 0,18 eq / 0,25 L = 0,72 N 
 
 
• Molalidad 
 
Es el número de mol de soluto que hay por cada 1000 g de disolvente (no de disolución). 
 
m = cantidad de soluto en mol / masa de disolvente en kg 
 
Ejemplo: 
¿Cuál es la molalidad de una disolución de 3,2g de CH3OH en 200g de agua? 
 
Solución: 
Peso Molecular del soluto = 12 + (4 x 1) + 16 = 32 
 
nmol de soluto = 3,2 / 32 = 0,1 mol 
 
m = (0,1 mol de soluto) / (0,2 Kg de disolvente) = 0,5 m 
 
 
• Fracción molar 
 
La fracción molar de un soluto es la relación entre el número de mol del soluto (ns) y el número 
total de mol de la disolución (soluto y disolvente). 
 
X = mol de soluto / mol de soluto + mol de disolvente 
 
Xs = ns/ ns + nd 
 
 19
La fracción molar del disolvente se define de forma análoga. Es evidente que: 0 ‹ x ‹ 1, por lo 
que: xs + xd = 1. 
 
 
 
Ejemplo 
Determinar la fracción molar de una disolución hecha tomando 2 g de Ca(OH)2 y disolviendo en 
200 cm3 de agua. (Datos: Ca = 40,08; H= 1, O = 16). 
 
Solución 
De los datos del enunciado se deduce que en 202 g de disolución hay 2 g de Ca(OH)2. 
Como 1 mol de Ca(OH)2 es igual a 74 g, los 2 g serán: 2 / 74 = 0,027 mol 
Los 200 g de agua son: 200 / 18 = 11,11 mol 
La fracción molar del soluto será pues: 
 
Xs = 0,027 / (0,027 + 11,11) = 0,0024 
 
 
• Porcentaje en Peso 
Porcentaje peso/peso (% m/m) 
 
Es el número de gramos de soluto que hay por cada 100 gramos de disolución 
 
(Porcentaje en masa)soluto + (Porcentaje en masa)disolvente = 100 
 
%100 =x
solucióngramosdedi
lutogramosdeso 
 
Ejemplo: 
¿Cuál es el % en peso de una disolución de 20g de NaCl en 180g de H2O?: 
 
Solución: 
La respuesta debe ser "cuántos gramos de NaCl hay en 100 g de disolución" 
 
X NaCl = 100 g disolución . (20 g NaCl / 200 g disolución) = 10 g NaCl 
 
De manera que el NaCl está al 10% en la disolución 
 
• Porcentaje en Volumen 
 
Porcentaje volumen/volumen (v/v) 
 
%100 =x
ciónaldedisoluVolumentot
olutoVolumendes 
 
 20
 
• Porcentaje Peso/Volumen 
 
Porcentaje peso/volumen (p/v) 
 
%100 =x
ciónaldedisoluVolumentot
lutogramosdeso 
 
 
 
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES 
 
Las propiedades de las soluciones se clasifican en dos grandes grupos: 
o Propiedades constitutivas: Son aquellas que dependen de la naturaleza de las 
partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc. 
o Propiedades coligativas: son aquellas que dependen del número de partículas 
(moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. La presencia 
de un soluto en un disolvente modifica las propiedades de éste, como su presión de 
vapor, puntos de fusión y ebullición y presión osmótica. Estas propiedades se llaman 
coligativas, porque todas ellas dependen de la concentración de partículas del soluto 
y no de su naturaleza o tamaño. 
 
 
• Presión de vapor 
 
Las disoluciones que contienen sólidos o líquidos no volátiles como solutos tienen siempre 
presiones de vapor inferiores a las de los disolventes puros, P0. Ello se debe a que las moléculas 
del soluto (no volátil), simplemente por ocupar un lugar entre las moléculas del disolvente, 
estorban el escape de moléculas de éste, con lo que la evaporación se reduce y la presión de 
vapor, disminuye, pues la presión de vapor de un líquido depende de la facilidad con que las 
moléculas son capaces de escapar de la superficie del mismo. Cuando hay un soluto disuelto en 
un líquido, parte del volumen total de la disolución está ocupado por las moléculas del soluto, y 
por tanto hay menos moléculas de disolvente por unidad de área en la superficie, y las moléculas 
de disolvente se vaporizan a menor velocidad que en ausencia de soluto. Esto produce un 
descenso de la presión de vapor del disolvente, que es una propiedad coligativa, ya que es 
función del número y no de la clase de partículas de soluto presentes en disolución. Las 
disoluciones de gases o de líquidos volátiles producen un aumento de la presión de vapor con 
respecto al disolvente puro. 
La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las disoluciones que contienen 
solutos no volátiles esta dada por la Ley de Raoult (Francois Marie Raoult 1885) 
En una disolución de moléculas blancas y moléculas negras, no hay tantas moléculas blancas en 
disposición de abandonar la superficie del líquido. Por ello, la presión de vapor de las moléculas 
blancas en la disolución debe ser inferior a la que muestran cuando están puras. De este 
análisis, cobra sentido que la presión de vapor de las moléculas blancas en la disolución sea 
proporcional al número relativo de esas moléculas en la disolución, es decir, a la fracción molar 
(Ley de Rault). 
 
 21
 
 
La Ley de Rault es una ley aproximada, que corresponde a una visión simplificada de una 
disolución. Una Disolución Ideal es aquella que cumple la Ley de Rault, es decir, la presión de 
vapor depende linealmente de la fracción molar. Una disolución ideal es aquella en la que las 
fuerzas intermoleculares soluto-soluto y disolvente-disolvente son del mismo orden. Es evidente 
que si hay iones en disolución, las primeras superan con creces a las segundas. Por eso, cuanto 
más diluida sea la disolución más se acercara al comportamiento ideal. 
o Ley de Raoult (para un soluto no volátil): La disminución de la presión de vapor de un 
disolvente, ∆P, es directamente proporcional al número de mol de soluto no volátil 
disuelto en un peso definido de disolvente, fracción molar del soluto, xS. 
 
∆P = XS. P0 
 
donde P0 es la presión de vapor del disolvente puro. Es decir que la presión de vapor del soluto 
crece linealmente con su fracción molar. 
En la figura se muestra la disminución de la presión de vapor de una disolución (línea colo rojo) 
en relación con el agua pura. 
 
 
Imagen Anaya COU J.Morcillo 
Ejemplo: 
Si al agregar 27,77 g de una sustancia a 200 cm3 de agua, la presión de vapor baja de 23,76 mm 
a 22,81 mm, ¿cuál será el peso molecular de la sustancia? 
 
Solución 
Primeramente se halla la fracción molar de la sustancia disuelta teniendo en cuenta la Ley de 
Raoult: ∆P = XS. P0 
23,76 – 22,81 = XS . 23,76 → XS = 0,04 
 
Como 200 cm3 de agua son 11,10 mol, llamando ns al número de mol de la sustancia tendremos: 
 22
 
0,04 = ns / (ns + 11,10) → ns = 0,46 
 
Y al ser ese número de mol igual a 27,77 g de la sustancia, un mol de la misma valdrá: 
 
x
mol
g
mol 1
77,27
046,0
= → x = 60,3 g 
Por lo tanto: 
M = 60,3 
 
 
• Variación de los puntos de fusión y ebulliciónLa disminución de la presión de vapor por efecto del soluto repercute de modo directo en los 
puntos de fusión y ebullición, disminuyendo el primero y aumentando el segundo. 
Una disolución acuosa no tendrá entonces a 100 ºC una presión de vapor de una atmósfera, sino 
inferior (figura), entonces, para que hierva se tendrá que seguir calentando para alcanzar dicha 
presión. Por la misma causa, se produce un descenso del punto de congelación. El resultado es 
un ensanchamiento en el intervalo de temperaturas en el que el líquido puede existir, 
aumentando por arriba el punto de ebullición y disminuyendo por abajo el punto de congelación. 
 
 
 
 
El descenso del punto de fusión, ∆Tf, y el aumento del punto de ebullición, ∆Te, de la disolución 
dependen de la concentración del soluto y de la naturaleza del disolvente: 
 
∆Tf = Kc.m ∆Te = Ke.m 
en donde m es la molalidad de la disolución y Kc y Ke son, respectivamente, la constante 
crioscópica molal y la constante ebulloscópica molal, ambas propias del disolvente. Las 
variaciones de los puntos de fusión y ebullición, que se miden más fácilmente que el descenso 
de la presión de vapor, proporcionan un buen método para el cálculo de pesos moleculares de 
solutos. 
En resumen en la figura se muestra el aumento de la temperatura de ebullición y el descenso de 
la temperatura de fusión y presión de vapor de las disoluciones de solutos no volátiles y no 
ionizables. 
 
 23
 
 
 
Ejemplo: 
Una disolución que contiene 4,50 g de una sustancia “no electrolito” disuelta en 125 g de agua 
congela a -0,372ºC. Calcular la masa molecular aproximada del soluto. (Constante crioscópica 
molal del agua, Kc = 1,86). 
Solución: 
La disolución de un soluto no volátil en un disolvente hace que el punto de congelación de éste 
descienda; este fenómeno recibe el nombre de crioscopía, y la fórmula que lo regula es: 
 
∆T = kc .m 
 
siendo ∆T la variación del punto de congelación del disolvente ; kc es la constante crioscópica 
molal del disolvente, nos indica el valor del descenso del punto de congelación cuando se tiene 
una disolución 1 molal. Es característico de cada disolvente, y para el caso del agua vale 1,86ºC, 
m es la molalidad de la disolución. 
Aplicando directamente la fórmula en la cual desarrollamos la expresión que nos da la molalidad: 
 
ΔT = kc .m → ΔT = kc. (gramos soluto/masa molecular soluto / Kg disolvente) 
 
0 - (-0,372) = 1,86. ((4,50 g/masa molec. Soluto) / 0,125 Kg) → Masa molecular = 180 g/mol 
 
Ejemplo: 
La disolución formada al disolver 13,1 g de un azúcar en 75 cm3 de agua, congela a -1,80 ºC: a) 
¿Cuál es el peso molecular del azúcar, b) si su fórmula empírica es CH2O, ¿cuál es su fórmula 
molecular? (Datos: C = 12, O = 16, H =1; Constante crioscópica molal del agua, Kc = 1,86). 
Solución: 
Calculamos la molalidad de la disolución: ∆Tf = Kc.m → 1,80 = 1,86 . m 
m = 0,97 (mol azúcar / 1000 g agua) 
La relación en peso soluto-disolvente por cada 1000 g de éste es: 
x
gagua
gazúcar
gagua 1000
1,13
75
= → x = 174,6 g de azúcar / 1000 g agua 
Entonces, como 174,6 g de azúcar son 0,97 mol, un mol de azúcar valdrá: 
 24
x
mol
g
mol 1
6,174
97,0
= → x = 180 g 
Por lo que: M = 180, y como esta cantidad contiene 6 veces la fórmula empírica (CH2O = 30), la 
fórmula molecular será: C6H12O6 
 
• Ósmosis 
 
La ósmosis es un proceso espontáneo mediante el cual las moléculas de disolvente pasan desde 
una disolución de menor concentración a otra de mayor concentración a través de una 
membrana semipermeable. Una membrana semipermeable es una delgada película que separa 
dos disoluciones y que permite pasar solamente moléculas de disolvente, pero se lo impide a las 
del soluto. Tejidos animales o vegetales, el celofán, pergamino, etc., constituyen ejemplos de 
membranas semipermeables. 
La Figura nos muestra en: a) La presión de vapor en el vaso con disolvente es mayor que en el 
vaso con disolución. El disolvente se evaporará del primero (disolvente puro) y condensará en el 
segundo (disolución). En b) la presión de vapor en la disolución diluida es mayor que en la 
concentrada. El disolvente se evaporará de la diluida y condensará en la concentrada, hasta que 
las concentraciones se igualen, momento en el que las presiones de vapor serán también 
iguales. c) En los ejemplos anteriores, sólo el disolvente es capaz de transferirse a través del 
espacio, ya que el soluto no es volátil. El mismo efecto puede conseguirse con una membrana 
semipermeable que sólo deje atravesar las moléculas de disolvente. Ahora el disolvente pasará 
a la disolución hasta que la presión hidrostática compense la diferencia de presiones de vapor. 
 
 
 
Si separamos agua y una disolución de azúcar mediante una membrana semipermeable, el agua 
pasará más rápidamente desde el disolvente puro a la disolución, que a la inversa. El proceso 
global, una vez restablecido el equilibrio, es que parte del disolvente puro pasó a la disolución a 
través de la membrana. Este fenómeno se conoce con el nombre de ósmosis. 
 
 25
 
 
La diferencia de niveles marca la presión osmótica, π, que viene dada por una ecuación similar a 
la de los gases perfectos: 
π.V = n.R.T 
 
Por lo tanto, la presión osmótica es la presión hidrostática producida sobre la superficie de una 
membrana semipermeable por la ósmosis o también podemos decir que la diferencia de presión 
hidrostática entre disolución y disolvente en el equilibrio se llama presión osmótica, π. 
 
 
Ejemplo: 
Una disolución que contiene 25 g de albúmina de huevo por litro ejerce una presión osmótica de 
13,5 mm Hg a 25 ºC. Determinar el peso molecular de dicha proteína. 
Solución 
Utilizando la fórmula de la presión osmótica, calculamos el número de mol de albúmina disueltos 
que, en las condiciones citadas, originan la presión osmótica de 13,5 mm Hg. 
13,5 / 760 atm.1L = n . 0,082 atm.L/K.mol . (273+25)K 
n = 7,26.10-4 mol 
Como estos mol de albúmina son 25 g, es fácil calcular cuánto vale su masa molar: 
7,26.10-4 mol / 25 g = 1 mol / x → x = 34400 g 
Por tanto, el peso molecular de la albúmina será: M = 34400 
 
 26
ANEXO I 
Resumen de Expresión de la Concentración 
 
 
◊ % en masa, o pureza, o composición centesimal : 
 
100% x
cionMasaDisolu
MasaSolutoMasa = 
 
◊ % en volumen 
 
100% x
olucionVolumenDis
utoVolumenSolVolumen = 
 
◊ Molaridad (M) 
 
lucionLitrosDiso
molM
MasaSoluto
lucionLitrosDiso
oMolesSolutM .== = 
DisoluciónmolxLitrosM
MasaSoluto
.
 
 
◊ Normalidad (N) 
 
lucionLitrosDiso
valencia
molM
MasaSoluto
lucionLitrosDiso
lentePesoEquiva
MasaSoluto
lucionLitrosDiso
esSolutoEquivalentN
.
=== 
 
 
= 
DisoluciónmolxLitrosM
xValenciaMasaSoluto
.
 
 
donde la valencia es : 
• Para un ácido : el nº de H en la fórmula 
• Para una base : el nº de OH en la fórmula 
• Para una Sal : El nº de cationes por la valencia del catión 
Obsérvese que N M Val= • 
 
◊ Molalidad (m) 
 
m
MolesSoluto
Kg Disolvente
MasaSoluto
M mol
Kg Disolvente
= =
.
.
.
 
 
◊ Fracción molar (Xi) 
 
X
MolesSoluto
MolesTotalessoluto
= X
MolesDisolvente
MolesTotalesdisolvente
= 
 
Obsérvese que X Xsoluto disolvente+ = 1