Este tema es la Unidad III, de la Unidad Curricular Química I, en los Programas de Ingeniería de la UNEFM, Complejo Académico el Sabino. Punto Fijo. Este contenido contempla los principios fundamentales para abordar los saberes necesarios en el aprendizaje de la mencionada asignatura,
1. Proporción.
Clases de Soluciones.
Unidades de
Concentración
Cualitativas. .
Unidades de
Concentraciones
Cuantitativas. .
Preparación de soluciones. Elaborado: Prof. Freddy Assaf. Programas de Ingeniería. UNEFM
2. Componentes de una Solución.
Solución: Soluto + Solvente.
• Soluto: es aquel reactivo que se dispersa o se disuelve en el solvente;
suele encontrarse en menor proporción.
• Solvente: Es el medio donde se dispersa el soluto, se le conoce como
disolvente y generalmente se encuentra en mayor cantidad.
3. Unidades de Concentración Cualitativas.
Tipos de Soluciones:
• Diluida: es cuando la proporción del soluto es muy pequeña para la
cantidad de solvente que existe.
• Concentrada: se refiere a cuando la cantidad de soluto es alta con
respecto al solvente.
• Saturada: cuando el solvente no acepta ya más soluto a una determinada
temperatura. ... (equilibrio)
• Sobresaturada: es cuando la proporción del soluto es extremadamente
alta, esta muy por encima de la capacidad del solvente.
4. Clases de solución
.
• Sólido en sólido: . Ejemplo: La aleación entre el zinc y el cobre (latón).
• Gas en sólido: Ejemplo: Hidrógeno en polvo volcánico.
• Líquido en sólido: Ejemplo: Amalgamas de toda clase (mercurio y plata).
• Sólido en líquido: Ejemplo: Sal disuelta en agua.
• Gas en líquido: Ejemplo: El oxígeno disuelto en agua de mar.
• Líquido en líquido: Ejemplo: el alcohol disuelto en agua.
• Gas en gas: . Ejemplo: El oxígeno en el aire.
• Sólido en gas: Ejemplo: Cualquier clase de humo, es decir, partículas sólidas dentro
de un gas, o polvo volcánico en el aire.
• Líquido en gas. Un ejemplo claro es el vapor de agua en el aire.
5. Unidades de Concentración Cuantitativa.
Unidades Físicas
• % masa. = (g de soluto / gramos de solución) x100.
• % Volumen= (ml) de soluto/ ml de solución)x100.
• % Densidad. = (g de soluto /ml de solución)x 100
• Partes por millón. (g de soluto / g de solución) x millón
6. Unidades de Concentración Cuantitativa.
Unidades Químicas
• Molaridad (M). Se expresa en número de moles de soluto sobre un litro de
solución.
M = mol /l
• Molalidad (m). Es la proporción entre el número de moles de cualquier
soluto disuelto por kilogramos de disolvente.
m = mol /Kg de solvente
• Fracción Molar (Xi). Se expresa en términos de moles de un componente
(solvente o soluto) en relación con los moles totales de la solución
X = moles del soluto / moles totales de solución.
8. Propiedades Coligativas de las Soluciones.
• Disminución en la Presión de Vapor. La presión parcial de la solución (Pi) viene dada por la
presión de vapor del disolvente (P°), multiplicada por la fracción molar del solvente (X°) . Ley
de Raoult. (Pi = P°X° )
Pi= Presión de Vapor de la solución.
P°= Presión de Vapor del solvente.
X°= Fracción Molar del Disolvente.
• Elevación del Punto de Ebullición ( Te). Es la diferencia que se genera entre la temperatura de
la solución y la temperatura del solvente.
Te = TE – TE° Te =m.(Ke)
TE = Elevación del Punto de Ebullición
TE = Temperatura de ebullición de la solución.
T°E = Temperatura de ebullición del Solvente.
m = Molalidad
Ke = Constante ebulloscopia.
9. Propiedades Coligativas de las Soluciones.
• Disminución del Punto de Congelación ( TC). Es la diferencia que se genera entre temperatura
de congelación del solvente y la temperatura de congelación del solución
TC = T°C – TC TC =m.(Kc)
TC = Disminución del Punto de Congelación
TC = Temperatura de Congelación de la Solución.
T°C = Temperatura de Congelación del Solvente puro..
m = Molalidad
Kc = Constante Crioscopia.
• Presión Osmótica ( ) . Depende del proceso de osmosis, es la resistencia que el solido le hace a
los líquidos a través de una membrana interna semipermeable en el seno de cualquier liquido. Se
expresa de la siguiente forma. ( surge de la ecuación de estado de los gases ideales PV = nRT)
M= Molaridad
R= Constante universal de los gases ideales.
T= Temperatura en Grados Kelvin.
𝜋 = MRT
𝜋
𝛑 = Presión Osmotica.
10. Tabla de las Constantes de Congelación y Ebullición.
11. Estequiometria de las soluciones.
Son los cálculos Estequiométricos realizados en ecuaciones donde se
ven involucradas las unidades de concentración de una solución.
aA + bB cC +dD
Molaridad= Moles del soluto/ litros de la solución
Molalidad = Moles del soluto/ Kg de Solvente
% masa = (g soluto / g solución) . 100
12. Diluciones.
• Diluir es mezclar una disolución inicial, concentrada, con más diluyente
para conseguir una disolución final, diluida.
moles conc = moles diluidos
(VM)conc = (VM)diluidos
V conc= (VM)diluidos / M conc.
Nota: Diluir es fundamental en el trabajo de laboratorio; los estudiantes
deben preparar sus soluciones antes de realizar las actividades prácticas.
13. Actividad de Cierre.
• ¿ En que parte del hogar, industrias, naturaleza o cuerpo humano podemos mostrar
soluciones diluidas y saturadas. ?
• ¿ Cuál es la diferencia entre una solución diluida y otra insaturada. ?
• ¿ Por qué las nuevas generaciones de científicos no incluyen a la normalidad (N) en sus
cálculos para preparar una solución.?
• ¿ Cuántas mezclas existen para estudiar las soluciones. ?
• ¿ Cómo diferencias una mezcla de otra. ?
• ¿ Una bombona de gas domestico a que forma de solución pertenece. ?
• ¿ Donde se utilizan las unidades de concentraciones cuantitativas en las experiencias
reales. ?
• ¿ El hecho de que se puedan preparar los helados o el caso cuando el agua hierve,
pero al colocar el soluto se detiene el burbujeo por un instante, en ambos casos con que
propiedad Coligativas se pudiera relacionar. ?
• ¿ Con qué finalidad se hacen las diluciones en el trabajo de laboratorio. ?
