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Universidad Nacional de Santiago del Estero
Cátedra de Química
Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología
TEORICO PRACTICO N° 7
VII. SOLUCIONES
 Soluciones: componentes. Tipos de soluciones. Unidades de concentración.
 Solubilidad: factores que influyen. Saturación y sobresaturación.
 Propiedades coligativas: Descenso de la presión de vapor, aumento ebulloscópico,
descenso crioscópico y presión osmótica.
1. INTRODUCCIÓN
Una solución (o disolución) es una mezcla homogénea de dos o más sustancias.
La sustancia que se encuentra en mayor proporción se denomina disolvente o
solvente y de las otras se llaman solutos.
La forma en que se puede establecer cuantitativamente la proporción de mezcla,
se denomina concentración de una solución y se puede expresar de variadas maneras,
siendo las más usadas:
1.- Porcentaje de masa de soluto en masa de solución, % m/m.
2.- Porcentaje de masa de soluto en volumen de solución, % m/v.
4.- Molaridad, M.
5.- Molalidad, m.
6.- Fracción molar, X.
7- Normalidad, N
CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES QUIMICAS
a) A través de magnitudes físicas (masa y volumen)
1) PORCENTAJE MASA-MASA (%m/m) (o peso-peso %p/p)
% m/m = m soluto x 100, donde m corresponde a la masa m solución
Por ejemplo: Calcule el %m/m de una solución formada por 30 g de soluto y 170g de
solvente
% 𝐦/𝐦 =
30
x 100 = 15 % 𝑚/𝑚
30 + 170
OBSERVE que la relación anterior equivale a una regla de tres simple:
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en 200 g de solución → contenidos 30 g de soluto
en 100 g de solución → contenidos x g de soluto
Lo que da como resultado que la solución tiene una concentración 15%m/m
2) PORCENTAJE MASA/VOLUMEN (%m/v)
𝐦
𝐦 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨
% 𝐕 = 𝐕 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 𝐱 𝟏𝟎𝟎, donde m corresponde a la masa del soluto, V corresponde al
volumen de solución
Por ejemplo: Calcule el % m/v del soluto en una solución formada por 60 g disueltos
en 300 mL de solución
% 𝐦/𝐯 =
60
x 100 = 20 % m/v
300
NUEVAMENTE la relación anterior equivale a una regla de tres simple:
en 300 mL de solución→ contenidos 60 g de soluto
en 100 mL de solución x g de soluto → contenidos
20%m/v
60𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
𝑥 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 
contenidos en 300 mL de solución
contenidos en 100 mL de solución
Lo que da como resultado que la solución tiene una concentración de 20 % m/v
b) A través de magnitudes químicas
1) MOLARIDAD (M)
M=
n
V
M: molaridad de la solución en M (se lee molar o concentración molar)
n: moles de soluto en [mol]
V: volumen de la solución expresado en litros L.
Ejemplo: Una solución contiene 8,5 g de NaNO3 por cada 500 mL. Calcule su molaridad.
PM NaNO3 = 85 [g/mol]
8,5 g
n = 85 g/mol = 0,1 mol  moles de NaNO3 presentes en la solución
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0,1 mol
= 0,2 mol/Lt
0,5 Lt
También se usa el término “molar” como unidad de medida y puede usar la letra M.
Para el ejemplo citado seria: “la concentración de la solución es 0,2 M.”
M=
2) MOLALIDAD (m)
𝑚=
n
𝑥 1000
m solvente
m: molalidad de la solución medida en m (molal)
n: número de moles de soluto medido en [mol]
m solvente : masa de solvente medida en [g]
Por ejemplo: Se disuelven 17 [g] de NaNO3 en 400 mL de H2O. Calcule la molalidad de
la solución formada sabiendo que la densidad () del solvente es 1 [g/mL];
PM NaNO3= 85 [g/mol]
n=
𝑚=
17 g
= 0.2 mol
85 g/mol
0.2 mol
𝑥 1000 = 0,5 𝑚
400 g
3) FRACCION MOLAR (χ)
Se expresa en función del soluto y del solvente. Relaciona los moles de cada uno, en
función de los moles totales de la solución:
 soluto =
𝐧 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨
n soluto + n solvente
 solvente =
𝐧 𝐬𝐨𝐥𝐯𝐞𝐧𝐭𝐞
n soluto + n solvente
Ejemplo: Calcule la fracción molar de una solución que está formada por 4,5 moles de
B y 1,5 moles de A. ¿Quiénes son el soluto y el solvente?
4) NORMALIDAD (N)
La normalidad es la relación entre los equivalentes de una sustancia y los litros de una
solución. Los equivalentes se refieren a las cargas por mol de una sustancia: para el
caso de los ácidos se refiere a la cantidad de cargas de los hidronio H+, para las bases a
la cantidad de cargas negativos de los grupos hidroxilo OH- y para las sales se refiere a
las cantidades positivas de los elementos metálicos que sustituyen los hidrógenos de
los ácidos.
Ejemplos:
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 El H2SO4 el hidrógeno tiene como número de oxidación +1 y como hay 2 átomos
de hidrógeno en su totalidad son 2 H+ por lo tanto hay 2 equivalentes por mol en el
compuesto.
 En el NaOH hay 1 grupo hidroxilo en la base y por lo tanto hay 1 equivalente
por mol.
 Para la sal Na2SO4 el Na tiene como número de oxidación +1 y como hay 2
átomos de Na en el compuesto indica que hay 2 cargas positivas de Na, por lo tanto
en el compuesto hay 2 equivalentes por mol.
La fórmula de la normalidad es: N= equivalentes soluto/L de solución.
-¿Cuántos gramos de BaCl2 se requieren para preparar 125 mL de una solución 0.25 N
de dicha sal?
RESOLUCION
Si la solución es 0,25 N, significa que hay 0,25 equivalentes en 1 L de solución.
Como nosotros queremos preparar 125 mL, serán:
1000 𝑚𝐿 → 0,25 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
125 𝑚𝐿 → 𝑥 = 0,031 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
Ahora debemos pasar esos equivalentes necesarios a gramos
El BaCl2 tiene un peso molecular de 208 g/mol, por lo tanto:
2 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐵𝑎𝐶𝑙2 → 208 𝑔
0,031 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 → 𝑥 = 3,22 𝑔
Se requieren 3,22 g de BaCl2 para 125 mL de solución.
SOLUBILIDAD
En las soluciones líquidas, el proceso de disolución de un soluto líquido o sólido,
consiste en vencer las fuerzas de atracción de los constituyentes de él (átomos,
moléculas o iones) por parte de los componentes del solvente y a la vez, reemplazar
uno de los suyos, por uno del soluto. Por lo tanto, es más soluble un soluto en un
solvente de características similares que en otro que no lo es. “De aquí se desprende
la regla: Lo semejante disuelve a lo semejante”
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD EN LAS SOLUCIONES
1. NATURALEZA DEL SOLUTO:
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Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las
moléculas del soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual
ocurre sólo y cuando entre las moléculas del soluto y del solvente se establezcan
fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas intermoleculares existentes en el
cuerpo a dispersar. “Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las
sustancias de polaridad semejante”, aunque este proceso puede ser interferido
por la existencia de moléculas más voluminosas que las del solvente y por ende, la
existencias de fuerzas intermoleculares superiores a las que podrían establecerse
entre el soluto y el solvente. Por ejemplo cuando disolvemos iodo I2 (soluto no polar)
en agua, H2O (disolvente polar), aunque las interacciones soluto – soluto son
relativamente débiles (fuerzas de London), las interacciones disolvente – disolvente
son demasiado fuertes para ser compensadas por las interacciones soluto –
disolvente, por lo que la solubilidad es baja. Sin embargo, el I2 (soluto no polar) es
soluble en CCl4 (disolvente no polar) ya que existen fuerzas débiles entre soluto–
disolvente (fuerzas de London) que son similares a las soluto – soluto y disolvente–
disolvente. De igual forma, los alcoholes (polares) son solubles en H2O (polar). Estas
observaciones han dado lugar a la regla: “Los sólidos iónicos son insolubles en
disolventes apolares.” En general son solubles en agua. Los sólidos covalentes no se
disuelven en agua pues los enlaces covalentes son demasiado fuertes para ser
reemplazados por una atracción con los dipolos del agua.
2. TEMPERATURA:
Generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de disolución de un
soluto. Lo que se explica por: 1) El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad
de difusión de las partículas del soluto en el seno del solvente. 2) El calor
suministrado es absorbido por las moléculas del soluto, debilitándose las fuerzas
intermoleculares y facilitándose el proceso de solvatación.
3. PRESIÓN:
Tiene efecto principalmente sobre los gases siendo proporcional a la solubilidad, es
decir, a mayor presión, mayor solubilidad. Escuche el escape de gas desde una bebida
gaseosa al destaparla. “Los líquidos son prácticamente incompresibles así que no se
ven afectadas por la variación de presión”.
CLASIFICACIÓN DE LA SOLUCIONES
1. POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN:
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2. POR SU CONCENTRACIÓN:
a. DISOLUCION NO-SATURADA:
Es aquella donde el solvente es capaz de seguir disolviendo más soluto a una
temperatura dada hasta alcanzar su grado de saturación. Ej: a 0 ºC, 100 g de agua
disuelven 37,5 g NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan
20g NaCl en 100 g de agua, es una solución no saturada.
b. DISOLUCION SATURADA:
En estas disoluciones hay un equilibrio entre soluto y solvente, ya que el solvente no es
capaz de disolver más soluto. Ej.: una disolución acuosa saturada de NaCl es
aquella que contiene 37,5 g disueltos en 100 g de agua a 0 ºC.
c. DISOLUCION SOBRE SATURADA:
Representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que
el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se
agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema
lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy
pequeño del soluto, el exceso precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco
de temperatura
Problemas para resolver:
1) Calcula el % v/v de una solución que tiene un volumen de 1400 ml y 980 ml de agua
(solvente). Rta: 30% v/v.
2) Que masa de AgOH se necesitara para preparar 3 litros de una solución 0,4 M en
este soluto. Rta: 148.8 grs.
3) Que densidad tendrá una solución de 1500 centímetros cúbicos y 1,9 kgs. Rta: 1.267
grs./ml.
4) Cuál será el volumen de una solución que tiene 20 gramos de soluto y una
concentración de 6% m/v. Rta: 333.33 ml.
5) Que masa de solvente se necesitará para hacer 260 grs. de una solución al 4% m/m
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Rta: 249.6 grs.
6) Calcula la Normalidad de: HNO2 (2M) – KOH (0.4M) – H2SO3 (3M) – Al(OH)3 (1M) –
Na3PO4(0.6M) – NaCl (2M). Rta: 2N – 0.4N – 6N – 3M – 1.8N – 2N.
7) Que volumen de solución ocuparan 3 equivalentes de soluto de una solución 4N.
Rta: 0.75 litros.
8) Que m (molalidad) tendrá una solución que se preparó colocando 20 gramos de
NaOH en 2200 ml de agua. Rta: 0.227 molal.
9) Como prepararía 2 litros de una solución 0.4 M a partir de otra que es 4 M.
Rta: Tomamos 200 ml de la más concentrada y la diluimos hasta llegar a 2 litros de
volumen.
10) Que molaridad tendrá una solución que fue preparada añadiendo 46 grs. de
Ca(OH)2 al 79 % de pureza a cierta cantidad de agua obteniendo un volumen final de
4200 ml. Rta: 0.117M.
11) se disuelven 5 grs. de Nitrato de calcio en agua hasta completar un volumen de 250
ml. Calcular la molaridad de la solución resultante.
12)- ¿Qué masa de carbonato de sodio se necesita para preparar 250 mL de solución
0,5 N?
13)- ¿Qué volumen de solución de ácido clorhídrico al 36 % P/P (= 1,18 g/mL), se
necesita para preparar 500 cm3 de solución 0,5 M?
14)- ¿Qué volumen de solución de ácido clorhídrico al 36 % P/P (= 1,18 g/mL), se
necesita para preparar 2 L de solución 1,5.10-3 M?.
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las propiedades coligativas son aquellas que están muy relacionadas con el
cambio de ciertas propiedades físicas en los solventes cuando le agregamos a estos
una cantidad determinada de un soluto no volátil. Específicamente las propiedades
que varían son: Punto de ebullición (aumento ebulloscópico), Punto de congelación
(descenso crioscópico), descenso de la presión del vapor y la aparición de la presión
osmótica.
Estas cuatro propiedades no variarían o no aparecerían si no se agregara el
soluto a un solvente puro. Obviamente las moléculas del soluto interaccionan o
interfieren en el normal movimiento de las moléculas del solvente afectando
seriamente a estas propiedades mencionadas.
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Estos cambios se pueden cuantificar a través de fórmulas. En el caso de las
variaciones de los puntos de ebullición y de fusión la fórmula siguiente es la más
utilizada.
∆T = K.m (Kb en el caso del ascenso ebulloscópico y Kc en el caso del descenso
crioscópico). La K tiene como unidad al °C/m o sea grado centígrado dividido la
molalidad. De esta manera se cancelan m con m y queda °C cuando calculamos al ∆T.
Se debe aclarar que el valor de los K depende del solvente usado en cuestión. En la
mayoría de los problemas de propiedades coligativas se usa como solvente al agua
(solvente universal). La Kb es 0.52 °C/m y para Kc es 1.86 °C/m. De manera que en los
problemas nos pueden preguntar cualquiera de las tres partes de la fórmula: K, m o
∆T. Generalmente nos preguntan ∆T. Pero con simples despejes matemáticos se
puede averiguar lo que nos pregunten.
Descenso de la presión de vapor:
La presión de vapor de un solvente con un soluto no volátil (solución), es menor que la
presión del mismo solvente en estado puro. Este suceso también se puede cuantificar
gracias a la ley de Rault. Sostiene que la presión de un solvente en una solución a
determinada temperatura es igual a la presión de vapor del mismo solvente puro
multiplicada por la fracción molar de este solvente en la solución a la misma
temperatura.
P1 = P1° . X1
Recordemos que la fracción molar de un componente en una solución no tiene
unidad. Las presiones, en cambio se pueden medir en muchas unidades,
como atmósferas, milímetros de Mercurio (mmHg), etc. lo importante es que ambas
presiones estén en la misma unidad. De esta forma se cancelaran sin problemas.
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Presión Osmótica:
La ósmosis es un fenómeno que se origina cuando dos soluciones de distinta
concentración se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable. De
manera que solo pueden pasar ciertas moléculas. En este caso las de agua. Hasta que
ambas soluciones tengan la misma concentración. Si queremos impedir este pasaje
tendríamos que aplicar una presión sobre la solución más concentrada para impedir
que las moléculas de agua penetren en esta. Esta presión es la presión osmótica.
También la podemos calcular por fórmula.
∏ = M.R.T
∏ es la presión osmótica, M es la molaridad de la solución, R es la constante universal
de los gases, cuyo valor es de ( 0,082 atm.litro/°K.mol). y T es la temperatura absoluta
o sea en grados Kelvin (°K). Con estas unidades es fácil darse cuenta que la presión
osmótica la obtendremos enatmósferas. También la R la podemos hallar con el valor
de (8.314 J/K.mol).
Todas las formulas expuestas están basadas en solutos no iónicos. Cuando tenemos
solutos iónicos la situación varía. Los solutos iónicos se disocian en iones. Es decir, de
una partícula se generan 2 o más al disociarse. Teniendo en cuenta que
las propiedades coligativas dependen del número de partículas de soluto, un soluto
iónico generara varias partículas y se incrementará el efecto coligativo de manera
proporcional. Las fórmulas en estos casos son las mismas nada másque agregamos el
factor i. Por ejemplo:
En el caso del cloruro de sodio (ClNa). Una sal que se disocia en agua. Aparecerán dos
iones a partir de una molécula.
ClNa → Cl– + Na+
El valor de i es 2 por aparecer dos iones. De manera que si quisiéramos averiguar el
aumento ebulloscópico en una solución. La fórmula
∆T = Kb . m será
∆T = Kb . m . i
O sea que el efecto de la variación de la temperatura será multiplicado por dos. El
doble. Con respecto a la misma cantidad de un soluto que no es iónico. Este mismo
factor i se usa en todas las demás fórmulas ya expuestas. Los solutos iónicos son, todas
la sales, los ácidos fuertes y las bases fuertes como los hidróxidos de calcio, sodio,
magnesio, litio, etc. otros como la glucosa, urea etc. son no iónicos.
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EJERCICIOS:
1) Calcular el aumento de temperatura de 800 grs. de agua después de añadirle
36 gramos de glucosa. Peso molecular de la glucosa (180 grs.)
RESOLUCION
Aplicamos la fórmula de variación de temperatura.
∆T = Kb . m
Primero debemos calcular la molalidad (m).
Tenemos que transformar los gramos de glucosa en moles. Usamos la siguiente
conversión:
36 grs. 1mol / 180 grs. = 0.2 moles de glucosa.
Después calculamos la molalidad. Como molalidad es la cantidad de moles de soluto
que hay en 1000 gramos de solvente. Y nosotros sabemos que hay 0.2 moles de soluto
en 800 grs. de solvente. El cálculo es sencillo.
1000 grs. 0.2 mol / 800 grs. = 0.25 m
∆T = 0.52°C/m . 0.25 m = 0,13 °C.
Entonces si sabemos que el agua pura hierve a 100°C. En este caso alcanzará su punto
de ebullición a los 100.13°C.
2) Calcular el aumento del punto de ebullición y el descenso del punto de congelación
de una solución que está formada con 640 grs. de agua y 45 grs. de Urea. PM = 60.
RESOLUCION
En este caso usamos la misma fórmula, pero ambas constantes ya que nos preguntan
por ambos puntos. Primero debemos calcular la molalidad.
Los moles se calculan dividiendo la masa de 45 gramos por el peso molecular. Como
antes. 45/60 nos dan 0.75 moles de soluto.
1000 grs. 0.75mol / 640 grs.= 1.17 m
∆T = 0.52°c/m . 1.17m = 0.61°C.
El punto de ebullición de esta solución será de 100.61°C
Para el descenso crioscópico hacemos el mismo procedimiento.
∆T = 1.86°C/m . 1.17m = 2.18 °C.
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El punto de congelación del agua pura es de 0°C a una atmósfera de presión. (Presión
normal). Por lo tanto si restamos a esta cantidad el valor del ∆T como corresponde
tendremos como punto de congelación T = -2.18 °C.
Qué cantidad de soluto se le habrá agregado a 2 litros de agua pura si experimentó
después una disminución en el punto de congelación de 3,2°C?.
Debemos ante todo calcular su m.
∆T = Kc . m Si despejamos de aquí la molalidad nos queda:
m = ∆T/Kc
m = 3.2°C/1.86°C/m = 1.72 m.
Esto significa que en 1000 grs. de agua hay 1.72 moles de soluto. Como cada litro de
agua corresponde a 1000 grs. de agua. Si tenemos 2 litros serán 2000 grs. de agua. Por
lo tanto.
2000 grs. 1.72 mol / 1000 grs. = 2.44 moles de soluto.
3) A cuánto ascenderá el punto de ebullición de una solución que tiene 400 grs. de
agua y 28 grs. de urea.
RESOLUCION
Podemos usar la fórmula:
Δ T = (0,52°C/m x 28 grs x 1000) / (180grs/mol x 400 grs)
Δ T = 0,202°C
La temperatura final de ebullición para esta solución es de 100.202°C.
4) A que temperatura congelará el agua de un radiador de automóvil si se le agregan 1
litro de dietilenglicol a 2 litros de agua?. Densidad = 1.118 grs./ml. PM = 106
RESOLUCION
Tenemos que calcular la molalidad:
La masa del anticongelante añadido es de:
Masa = 1.118 grs./ml x 1000ml = 1118 grs.
Pasado a moles nos da:
1118 grs./106 grs./mol = 10.547 moles.
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Molalidad (m) = (1000 grs x 10,547 moles) / (2000 grs)
m = 5,273 m
∆T = 1.86°C/m x 5.273 m = 9.81°C
El agua del radiador congelará a – 9.81°C ( 9.81°C bajo 0).
Disminución de la presión de vapor:
5) ¿Cuál será la presión de vapor de una solución de 32 gramos de NaOH y 640 gramos
de agua a 25°C?. La presión de vapor de agua en estado puro es 23.776 mmHg.
RESOLUCION
Sabemos que la ley de Raoult establece que:
P1 = P1° . X1
Tenemos el valor de la presión de vapor del agua en estado puro. Pero debemos
calcular el valor de la fracción molar del solvente (agua).
La fracción molar de un componente es el número de moles de este dividido el
número de moles total.
Calculamos entonces el número de moles del soluto y del agua.
n H2O = 640 grs./18grs./mol
n H20 = 35.55 moles.
n NaOH = 32 grs./40grs./mol
n NaOH = 0.8 moles.
Fracción molar H20 (X H2O) = ( 35,55 moles H2O) / ( 35,55 moles + 0,8 moles)
(X H2O) = 0.978
Ahora finalmente calculamos el valor de la presión de vapor de la solución:
P1 = P1° . X1
P1 = 23.776 mmHg x 0.978
P1 = 23.253 mmHg.
Disminuyó en comparación con el valor inicial de 23.776 mmHg.
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6) Calcular la presión de vapor a 20°C de 2 litros de una solución que contiene glucosa
en una concentración de 0.407M y cuya densidad es de 1.026 grs./ml. P vapor H 2O a
20°C = 17.546 mmHg
RESOLUCION
Aquí debemos calcular la fracción molar del agua:
Para esto debemos conocer la cantidad de moles (n) de ambos componentes, glucosa
y agua. El n de la glucosa que es el soluto en esta solución es igual a:
n glucosa = M . V
n glucosa = 0.407M . 2Lts = 0.814 moles
para calcular el n de agua sacaremos la masa total de la solución y la masa en grs. de
glucosa.
Masa de glucosa = 0.814 moles x 180 grs./mol.
Masa de glucosa = 146.52 grs.
La masa de la solución la calculamos con la densidad:
Densidad = masa / volumen
Masa de solución = Densidad x volumen = 1.026 grs./ml x 2000 ml.
Masa de solución = 2052 gramos.
Po lo tanto la masa del solvente será:
Masa solvente (agua) = Masa solución – masa de soluto
Masa solvente = 2052 grs. – 146.52 grs. = 1905.48 grs.
El número de moles de agua será:
n (H2O) = 1905.48grs./ 18 grs./mol
n (H2O) = 105.86 moles.
La fracción molar (X) del agua:
X H2O = (105,86 moles) / ( 105,86 moles + 0,814 moles)
X H2O = 0,992
P 1 = P 1° x X 1
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P1 = 17.546 mmHg x 0.992 = 17.412 mmHg.
7) ¿Cuál será la presión de vapor de agua si se colocan cantidades iguales de agua y de
dietilenglicol (densidad = 1.118 grs./ml). PM = 106.
RESOLUCION
Como los volúmenes son iguales en este caso no será un factor que afecte al resultado.
Debemos hallar una expresión para que calculemos la fracción molar.
El n de un compuesto es igual a su masa / PM.
A su vez la masa es igual a la densidad x V.
Entonces:
X H2O = (dxV/PM H2O) / [(dxV/PM) + (dxV/PM)]
Los volúmenes se cancelan, quedando la expresión así:
X H2O = (d/PM H2O) / [(d/PM) + (d/PM)]
X H2O = (1/18) / [( 1/18 ) + ( 1,118/106 )]
X H2O = 0.833
Presión Osmótica:
8) Averiguar la presión osmótica a 23 °C de una solución que contiene 200 grs. de
glucosa en un volumen de 1400 ml de solución.
RESOLUCION
Como vimos en teoría, la presión osmótica está dada por la formula:
∏ = M.R.T
Tendremos que calcular M (molaridad) en este caso, y luego haremos el cálculo sin
dificultad. Los 200 grs. de glucosa pasados a moles nos dan:
n Glucosa = 200 grs./180 grs. = 1.111 moles.
La M será = (1,111 moles ) / ( 1,4 lts )
M = 0.794
La temperatura la pasamos a escala kelvin y finalmente calculamos la presión
osmótica.
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Cátedra de Química
∏ = 0.794M x 0,082 atm.lt/°K.mol x 296°K
∏ = 19.272 atm.
Para finalizar haremos un ejemplo con un soluto no volátil y iónico.
9) Calcular el punto de congelación y de ebullición de una solución que tiene 35 g de
cloruro de magnesio (MgCl2) en 150 g de agua.
Esta sal es un electrolito fuerte y como tal se disocia:
MgCl2 → Mg++ + 2 Cl–
El resultado es de 3 iones, por lo tanto el factor i = 3.
La fórmula que podemos usar es:
ΔT = ( Kxg x 1000) x i / (PM sto x G)
ΔT = ( 1,86°C / m x 35 grs x 1000 ) x 3 / ( 95,3 grs/mol x 150 grs )
∆T = 13.66°C. El punto de congelamiento será de 13.66°C bajo 0.
De la misma manera sacamos el punto de ebullición solamente que cambiamos el
valor de K.
∆T = 3.82°C. el punto de ebullición será de 3.82°C.
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