Estado liquido

ESTADO LÍQUIDO
CRISTHIAN Y. HILASACA ZEA

Las soluciones en química, son mezclas
homogéneas de sustancias en iguales o distintos
estados de agregación. La concentración de una
solución constituye una de sus principales
características. Bastantes propiedades de las
soluciones dependen exclusivamente de la
concentración.
Su estudio resulta de interés tanto para la física
como para la química. Algunos ejemplos de
soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno
del aire, el gas carbónico en los refrescos y todas
las propiedades: color, sabor, densidad, punto de
fusión y ebullición dependen de las cantidades
que pongamos de las diferentes sustancias.
INTRODUCCIÓN

¿Qué son las disoluciones químicas?
Mezcla homogénea,
constituida por dos o más
componentes
Soluciones = disoluciones

Solución
Química
Una solución química es la mezcla homogénea
de una o más sustancias disueltas en otra
sustancia en mayor proporción.

MATERIA
Sustancias
puras
Mezclas
Elementos
Compuestos
Homogéneas
Heterogéneas
Suspensión Coloide Solución
Ø > 10-3 mm 10-6 mm < Ø < 10-3 mm Ø < 10-6 mm
Recordando conceptos básicos

Mezclas
 Una mezcla está formada por la
unión de sustancias en cantidades
variables y que no se encuentran
químicamente combinadas.
 Por lo tanto, una mezcla no tiene un
conjunto de propiedades únicas,
sino que cada una de las sustancias
constituyentes aporta al todo con
sus propiedades específicas.

Características de las Mezclas
Las mezclas están compuestas por
una sustancia, que es el medio, en el
que se encuentran una o más
sustancias en menor proporción. Se
llama fase dispersante al medio y
fase dispersa a las sustancias que
están en él.

Clasificación de las mezclas
De acuerdo al tamaño de las
partículas de la fase dispersa, las
mezclas pueden ser homogéneas
o heterogéneas.

Mezclas homogéneas
Las mezclas homogéneas son
aquellas cuyos componentes
no son identificables a simple
vista, es decir, se aprecia una
sola fase física (monofásicas).
Ejemplo: aire, agua potable.

Mezclas heterogéneas
Las mezclas heterogéneas son
aquellas cuyos componentes se
pueden distinguir a simple vista,
apreciándose más de una fase
física. Ejemplo: Agua con piedra,
agua con aceite.
Las mezclas heterogéneas se
pueden agrupar en: Emulsiones,
suspensiones y coloides.

Mezclas heterogéneas
Emulsiones: Conformada por 2 fases
líquidas inmiscibles. Ejemplo: agua y
aceite, leche, mayonesa.
Suspensiones: Conformada por una fase
sólida insoluble en la fase dispersante
líquida, por lo cual tiene un aspecto opaco.
Ejemplo: Arcilla, tinta china (negro de humo
y agua), pinturas al agua, cemento.
Coloides o soles: Es un sistema
heterogéneo en donde el sistema disperso
puede ser observado a través de un
ultramicroscopio.

DISOLUCIÓN (Concepto)
• Es una mezcla homogénea de dos o
mas sustancias químicas tal que el
tamaño molecular de la partículas sea
inferior a 10-9 m.
• Se llama mezcla coloidal cuando el
tamaño de partícula va de 10-9 m a
2x10-7 m.
• Se llama suspensión cuando el
tamaño de las partículas es del orden
de 2x10-7 m.

Soluto
 Es la sustancia que se disuelve, dispersa o solubiliza y
siempre se encuentra en menor proporción, ya sea en
peso o volumen.
 En una solución pueden haber varios solutos.
 A la naturaleza del soluto se deben el color, el olor, el
sabor y la conductividad eléctrica de las disoluciones.
 El soluto da el nombre a la solución.

Solvente o disolvente
 Es la sustancia que disuelve o dispersa al soluto y
generalmente se encuentra en mayor proporción.
 Existen solventes polares (agua, alcohol etílico y amoníaco)
y no polares (benceno, éter, tetracloruro de carbono).
 En las soluciones líquidas se toma como solvente universal
al agua debido a su alta polaridad.
 El solvente da el aspecto físico de la solución.

Solución Solvente Soluto
Refresco (l) H2O Azúcar, CO2
Aire (g) N2 O2, CH4
Soldadura (s) Cr Mn, C , P , Si , S
Ejemplos:

El agua es el disolvente más
universal, es decir, el líquido que
más sustancias disuelve y ello hace
que sea una de las sustancias más
importantes en el ámbito de las
disoluciones.
 Soluto polar:
Si se disuelve en agua.
 Soluto no polar:
No se disuelve el agua, pero sí en disolventes no polares.
EL AGUA COMO DISOLVENTE

Clasificación de disoluciones
Criterio de clasificación
Tipo de soluto (A)
No
electrolíticas
Electrolíticas
Estado del
disolvente (B)
Sólido
Líquido
Gaseoso
Relación proporcional entre
soluto y disolvente.
Insaturada/diluida
Saturada/Concentrada
Sobresaturada

Clasificación de disoluciones según su concentración
 Diluidas o insaturadas: Son las que tienen una pequeña cantidad de
soluto en un determinado volumen de disolución.
 Concentradas o saturadas: Son aquellas que tienen gran cantidad de
soluto en un determinado volumen de disolución y por lo tanto, están
próximas a la saturación. Existe un equilibrio dinámico entre soluto y
disolvente.
 Sobresaturadas: Son las que contienen más soluto que el presente en las
disoluciones saturadas.

Insaturada Saturada Sobresaturada

Estos vasos, que contienen un tinte rojo, demuestran cambios
cualitativos en la concentración. Las soluciones a la izquierda están más
diluidas, comparadas con las soluciones más concentradas de la
derecha.

Clasificación de disoluciones según su estado:
Disoluciones sólidas: Son las aleaciones de los metales
Ejemplos:
Bronce (Cu-Sn) Acero (Fe-Mn,W,V)
Latón (Cu-Zn) Amalgama (Hg – METAL)

Clasificación de disoluciones según su estado:
Sólido en liquido Liquido en liquido Gas en liquido
Azúcar en agua
Sal en agua
Alcohol en agua
CO2 en agua
(Bebidas gaseosas)
 aire
 smog
Disoluciones liquidas
Disoluciones gaseosas

ELECTROLITOS
TABLA: Características de las disoluciones electrolíticas
y no electrolíticas

Solubilidad
Depende de:
 La sustancia disuelta (soluto)
 El disolvente
 El soluto
 Cantidad de ambos componentes
(soluto + disolvente)
 Temperatura

FACTORES QUE ALTERAN LA SOLUBILIDAD
• NATURALEZA DEL SOLUTO Y SOLVENTE: Los solutos polares
son solubles en solventes polares y los apolares en solventes
apolares.
• LA TEMPERATURA: La mayoría de los sólidos aumentan su
solubilidad al aumentar la temperatura para procesos endotérmico,
es decir, cuando se absorbe calor del medio. En caso contrario,
cuando el proceso es exotérmico un aumento de temperatura
disminuye la solubilidad, como sucede con la mayoría de los solutos
gaseosos en agua.
• LA PRESIÓN: La presión no afecta demasiado la solubilidad de
sólidos y líquidos; sin embargo, sí es muy importante en la de los
gases. El aumento de la presión produce un aumento de la
solubilidad de los gases en los líquidos.
• Otros factores son la agitación y el estado de agregación.

NATURALEZA DEL SOLUTO Y SOLVENTE

Atracción soluto-disolvente Atracción disolvente-disolvente y
atracción soluto-soluto
> Disolución
favorable
Ej. KNO3 o LiOH enagua
Atracción soluto-disolvente <
Atracción disolvente-disolvente y
atracción soluto-soluto
Disolución
desfavorable
Ej. AgSO4 o MgCO3 en agua
Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente), las partículas de
soluto se dispersan en el disolvente, ocupando posiciones que estaban ocupadas antes
por moléculas de disolvente. La facilidad de este proceso depende de la fuerza relativa
de tres tipos de interacciones:
 Interacción disolvente-disolvente
 Interacción soluto-soluto
 Interacción disolvente-soluto

El solvente solvata
al soluto.
Fuerzas intermoleculares
del solvente y del soluto
deben ser similares.
¿Cómo se disuelve, por ejemplo, sal en agua?
Las fuerzas intermoleculares determinan la
solubilidad.

solubilidad.
Solvatación
Los iones son separados por
“barreras” de solvente.
¿Cómo se orientan los polos
del solvente?

solubilidad.
Algunas aparentes disoluciones
son realmente reacciones químicas...
Zn(s) + HCl(ac) → ZnCl2(ac)
ZnCl2(s)

solubilidad.
Solución insaturada
Solución
saturada
Solución
sobresaturada

solubilidad.
CH3CH2OH CH3CH2OH CH3CH2OH H2O

solubilidad.
Molécula
apolar
Fuerzas de
London
Puente de
Hidrógeno
Molécula
polar
Ciclohexano Glucosa

solubilidad.
¿Cuál de estas moléculas será soluble en agua?
Vitamina A Vitamina C

La solubilidad de los compuestos iónicos en agua (varía de unos compuestos
a otros) depende de un equilibrio entre dos fuerzas, ambas de naturaleza
eléctrica.
Fuerzas de atracción entre las
moléculas de agua y sus iones,
que tienden a disolver el sólido
(Ej. NaCl, NaOH)
Fuerzas de atracción entre iones
con cargas opuestas, que
tienden a mantenerlos en
estado sólido (Ej. BaSO4, CaCO3)
 Dos sustancias que tienen el mismo tipo
y magnitud de fuerzas intermoleculares
serán solubles entre sí.
 La solubilidad de las sustancias no
polares en agua es muy pequeña, y en
general los compuestos orgánicos no
son solubles en agua, excepto el
metanol (CH3OH), el etanol (C2H5OH) y
el etilenglicol (OHCH2CH2OH).

“Lo semejante disuelve lo semejante"

EFECTO DE LA TEMPERATURA
En general, la solubilidad de un sólido
aumenta con la temperatura y sólo
algunas sustancias disminuyen su
solubilidad.
Analicemos esto a través de algunas
curvas de solubilidad, relacionando la
disolución de varios solutos en 100 g
de agua, en función de la temperatura

EFECTO DE LA TEMPERATURA
GRAFICO: Solubilidad CO2 vs Temperatura
La solubilidad de un gas en un líquido
disminuye con la temperatura, pues al
aumentar la temperatura aumenta la energía
cinética de las moléculas de líquido
generando espacios por los cuales se
escapan las moléculas gaseosas, a su vez con
el aumento de temperatura las moléculas
gaseosas también se mueven más rápido y
comienzan aumentar su velocidad de escape,
por esto una bebida gaseosa tibia casi nunca
tiene gas.

Aumento de
temperatura
La temperatura esta relacionada con la cantidad de energía
cinética molecular.
Aumenta solubilidad para
sólidos
Disminuye solubilidad
para gases

La presión y temperatura afectan la
solubilidad.
¿Cuál es el efecto de la presión
sobre la solubilidad de un gas?
s = k.P

ACTIVIDAD:
c
e
f
b
d
a
Relaciona cada uno de los términos con la definición correspondiente.

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN
La relación entre la cantidad de sustancia
disuelta (soluto) y la cantidad de disolvente
se conoce como concentración.
Esta relación se expresa cuantitativamente
en forma de unidades físicas y unidades
químicas, debiendo considerarse la
densidad y el peso molecular del soluto.

La concentración de las disoluciones
De acuerdo con la cantidad de soluto presente, tendremos
soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas.
Si bien podemos diferenciar una solución concentrada de una
diluida, no podemos determinar exactamente que tan
concentrada o diluida está.
En el laboratorio con mucha
frecuencia, se deben preparar
soluciones a partir de los
reactivos puros.
Para preparar soluciones se necesitan
distintos instrumentos de laboratorio:
vasos de precipitados, Erlenmeyer,
probetas, matraces y tubos de ensayo.

UNIDADES
FÍSICAS
PORCENTAJE PESO EN PESO %P/P
UNIDADES
QUÍMICAS
MOLALIDAD (m)
FRACCIÓN MOLAR (X)
PORCENTAJE PESO EN VOL. %P/V
PORCENTAJE VOL. EN VOL. %V/V
MOLARIDAD (M)
NORMALIDAD (N)
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

UNIDADES FÍSICAS
PORCENTAJE PESO EN PESO %P/P
“Masa en gramos de soluto por cada 100 gramos de solución.”
% P/P = Masa de soluto (g)
100 g de solución
Por ejemplo: NaOH al 10% contendrá 10 gramos del hidróxido por cada
100 gramos de solución.
%𝑃/𝑃 =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑔)
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑔)
× 100

EJEMPLO 01: Una solución de azúcar en agua, contiene 20 g de azúcar en 70 g de
solvente. Expresar la solución en % P/P.
Solución:
Reemplazando:
Esquematizamos el ejercicio:
Azúcar
(20 g)
Agua
(70 g)
Solvente
Soluto + → Solución
Azúcar + Agua
20 g 70 g 90 g
 Identificando:
Soluto
Solvente
Solución
→
→
→
Azúcar
Agua
Azúcar + agua
20 g
70 g
90 g
%𝑃/𝑃 =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑔)
× 100
%𝑃/𝑃 =
20 𝑔
90 𝑔
× 100
%𝑃/𝑃 = 22,22 %
Mediante relaciones:
20 𝑔 𝑎𝑧ú𝑐𝑎𝑟 90 𝑔 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
100 𝑔 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑥
𝑥 = 22,22 %

UNIDADES FÍSICAS
PORCENTAJE PESO EN VOL %P/V
“Masa en gramos de soluto por cada 100 mL de solución.”
% P/V = Masa de soluto (g)
100 mL de solución
Por ejemplo: CaCl2 al 5% P/V contendrá 5 gramos de la sal por cada
100 mL de solución.
%P/𝑉 =
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝑚𝐿)
× 100

EJEMPLO 02: Una solución salina contiene 30 g de NaCl en 80 mL de solución.
Calcular su concentración en % P/V.
Solución:
Reemplazando:
NaCl
(30 g)
Agua
(80 mL)
Solvente
NaCl + Agua)
30 g 80 mL 80 mL
 Identificando:
Soluto
Solvente
Solución
→
→
→
NaCl
Agua
NaCl + agua
30 g
80 mL
80 mL
%𝑃/𝑉 =
× 100
%𝑃/𝑉 =
30 𝑔
80 𝑚𝐿
× 100
%𝑃/𝑉 = 37,5 %
30 𝑔 𝑁𝑎𝐶𝑙 80 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
100 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑥
𝑥 = 37,5 %

UNIDADES FÍSICAS
PORCENTAJE PESO EN VOL %V/V
“Volumen de soluto por cada 100 mL de solución.”
% V/V = Volumen de soluto (mL)
100 mL de solución
Por ejemplo: Etanol al 25% V/V contendrá 25 mL de etanol por cada
100 mL de solución.
%𝑉/𝑉 =
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝐿)
× 100

EJEMPLO 03: Calcular la concentración en volumen cuando se mezclan 15 mL de
alcohol con 65 mL de agua.
Solución:
Reemplazando:
Alcohol
(15 mL)
Agua
(65 mL)
Solvente
Alcohol+ Agua
15 mL 65 mL 80 mL
 Identificando:
Soluto
Solvente
Solución
→
→
→
Alcohol
Agua
Alcohol + agua
15 mL
65 mL
80 mL
%𝑉/𝑉 =
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑚𝐿)
× 100
%𝑉/𝑉 =
15 𝑚𝐿
80 𝑚𝐿
× 100
%𝑉/𝑉 = 18,75 %
15 𝑚𝐿 𝐴𝑙𝑐𝑜ℎ𝑜𝑙 80 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
100 𝑚𝐿 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑥
𝑥 = 18,75 %

UNIDADES QUÍMICAS
MOLARIDAD (M)
“Número de moles de soluto por cada litro de solución.”
Por ejemplo: NaCl 2M contendrá 2 moles de NaCl por litro de solución.
𝑀 =
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
M = moles de soluto
1000 mL de solución

EJEMPLO 04: Una solución tiene 15 g de NaCl en 200 mL de suero. Hallar la molaridad.
Solución:
NaCl
(15 g)
Agua
(200 mL)
NaCl+ Agua
 Cálculo de la masa molar:
𝑀𝑀𝑁𝑎𝐶𝑙 = 23 + 35,5
𝑀𝑀𝑁𝑎𝐶𝑙 = 58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀𝑁𝑎 = 23 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝐶𝑙 = 35,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀 =
 Cálculo del número de moles:
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟
𝑛 =
15 𝑔
58,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =
200 𝑚𝐿
1000 𝑚𝐿
𝑛 = 0,25 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐶𝑙
 Reemplazando en la fórmula:
𝑀 =
0,25 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
02 𝐿
𝑀 = 1,25 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/𝐿
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 0,2 𝐿

UNIDADES QUÍMICAS
NORMALIDAD (N)
“Número de equivalentes-gramo de soluto por cada litro de solución.”
Por ejemplo: HCl 2 N contendrá 2 equivalentes-gramo de HCl por litro de
solución.
𝑁 =
𝐸𝑞−𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
M = N°Eq-g de soluto
1000 mL de solución

Peso equivalente o
Equivalente gramo
Es aquella fracción de la masa molar que
corresponde a una unidad definida de reacción
química.
Esto significa que un equivalente-gramo de
cualquier sustancia química es igual a su peso
equivalente expresado en gramos.
Un Equivalente Químico (EQ),
también llamado Peso Equivalente o
Equivalente-gramo es la cantidad de
una sustancia que reacciona para
producir 1 mol de producto.
𝑃. 𝐸 =
𝑀𝑀
𝜃
𝑀𝑀 = 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟
𝜃 = 𝑃𝑎𝑟á𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜
Donde:

Peso equivalente o
Equivalente gramo Es aquella fracción que contiene o que puede
suministrar para la reacción un ion hidrógeno (H+).
Un equivalente gramo, es aquel peso que contiene
un mol de Ion hidrógeno ( H+), es decir:
𝐸𝑞−á𝑐𝑖𝑑𝑜 =
𝑁° 𝑑𝑒 𝐻+
En ácidos
EJEMPLO: Calcule el peso equivalente del ácido sulfúrico.
Masa molar del ácido sulfúrico
𝐻2𝑆𝑂4
𝑀𝑀 = 1 2 + 1 32 + 4(16)
𝑀𝑀 = 98 𝑔
Observamos que el ácido tiene 2 H+
por molécula de ácido
𝐸𝑞−𝑔 =
98 𝑔
2
𝐸𝑞−𝑔 = 49 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Peso equivalente o
Equivalente gramo Es aquella fracción que contiene o puede
suministrar un ion oxidrilo (OH-) que puede
reaccionar como un ion hidrógeno, es decir:
𝐸𝑞−á𝑐𝑖𝑑𝑜 =
𝑁° 𝑑𝑒 𝑂𝐻−
En bases
EJEMPLO: Calcule el peso equivalente del hidróxido de calcio.
Masa molar del hidróxido de calcio
𝐶𝑎(𝑂𝐻)2
𝑀𝑀 = 40 1 + 16 2 + 1(2)
𝑀𝑀 = 74 𝑔
Observamos que el ácido tiene 2 OH-
por molécula de base
𝐸𝑞−𝑔 =
74 𝑔
2

Peso equivalente o
Equivalente gramo
El equivalente gramo de una sal se determina por el
número de gramos de soluto, por la valencia o número de
oxidación (valor absoluto) de los iones de compuestos
estos es:
𝐸𝑞−𝑠𝑎𝑙 =
𝑁° 𝑑𝑒 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠
En sales
EJEMPLO: Calcule el peso equivalente del NaNO3
Masa molar del nitrato de sodio
𝑁𝑎𝑁𝑂3
𝑀𝑀 = 23 1 + 14 1 + 16(3)
𝑀𝑀 = 85 𝑔
Observamos que en la sal existe 1 carga por
parte del catión y otra por parte del anión.
𝐸𝑞−𝑔 =
85 𝑔
1
Notemos que, si la sal fue obtenida de una reacción de neutralización, ese
número se corresponderá con el número de H+ neutralizados (o de OH-
neutralizados), por consiguiente, de moléculas de agua (H2O) producidas.
 Se disuelve según:
𝑁𝑎𝑁𝑂3 → 𝑁𝑎+
+ 𝑁𝑂3
−

EJEMPLO 05: ¿Cuál será la normalidad de una solución de HCl que tiene 0,2
equivalentes de ácido en 2000 mL de solución?
Solución:
𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 = 1 + 35,5
𝑀𝑀𝐻𝐶𝑙 = 36,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀𝐻 = 1 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑀𝑀𝐶𝑙 = 35,5 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =
2000 𝑚𝐿
1000 𝑚𝐿
𝑁 =
0,2 𝐸𝑞−𝑔
2 𝐿
𝑁 = 0,1 𝐸𝑞−𝑔/𝐿
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 2 𝐿
HCl
0,2 Eq-g
2000 mL
𝑁 =
𝐸𝑞−𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
[ ] = N

UNIDADES QUÍMICAS
MOLALIDAD (m)
“Número de moles de soluto por cada kilogramos de solvente.”
𝑚 =
𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
m = moles de soluto
1000 g de solución

EJEMPLO 06: Se disuelven 30 gramos de nitrato de potasio (KNO3) en 500 gramos de
agua. ¿Cuál es la concentración molal de esta solución?
Solución:
𝑀𝑀𝐾𝑁𝑂3
= 39 + 14 + 3(16)
𝑀𝑀𝐾 = 39 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀𝑁 = 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =
500 𝑔
1000 𝑔
𝑚 =
0,30 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
0,5 𝐾𝑔
𝑚 = 0,6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/𝐾𝑔
𝐾𝑔𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 0,5 𝐾𝑔
KNO3
(30 g) Agua
(500 g)
[ ] = m
𝑀𝑀𝑂 = 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑀𝐾𝑁𝑂3
= 101 𝑔/𝑚𝑜𝑙
 Cálculo del número de moles:
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑛 =
30 𝑔
101 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝑛 = 0,30 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐾𝑁𝑂3
𝑚 =
𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

UNIDADES QUÍMICAS
FRACCIÓN MOLAR (X)
“Número de moles del componente A por la suma del número de moles
total de la solución”
𝑋𝑖 =
𝑛𝑖 (𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎)
𝑛𝑇
X = moles de A
moles totales
La Fracción Molar es una unidad de concentración
adimensional. La suma de todas las fracciones
molares de las sustancias presentes en una
disolución es igual a 1:
෍ 𝑋𝑖 = 𝑋1 + 𝑋2 + … + 𝑋𝑛 = 1

EJEMPLO 07: Calcular la fracción molar de cada una de las sustancias de la disolución
de: 10 moles de metanol, 1 mol de etanol y 8 moles de agua.
Solución:
 Cálculo de los moles totales de la disolución:
 Comprobando que la solución es
correcta:
CH3CH2OH
1 mol
H2O
8 moles
[ ] = X
 Cálculo de la fracción molar de cada sustancia:
𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 =
𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻
𝑛𝑇
=
10
19
CH3OH
10 moles
𝑛𝑇 = 𝑛𝐶𝐻3𝑂𝐻 + 𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 𝑛𝐻2𝑂
𝑛𝑇 = 10 + 1 + 8
𝑛𝑇 = 19
𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 = 0,53
𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 =
𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻
𝑛𝑇
=
1
19
𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 = 0,05
𝑋𝐻2𝑂 =
𝑛𝐻2𝑂
𝑛𝑇
=
8
19
𝑋𝐻2𝑂 = 0,42
“La suma de las tres fracciones
molares debe ser igual a 1”
𝑋𝐶𝐻3𝑂𝐻 + 𝑋𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 + 𝑋𝐻2𝑂 = 1
0,53+0,05 + 0,42 = 1

OTRAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
ppm ; ppb ; ppt
Para expresar concentraciones muy pequeñas, trazas de una sustancia
muy diluida en otra.
𝑃𝑎𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑚𝑖𝑙𝑙ó𝑛 𝑃𝑎𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑏𝑖𝑙𝑙ó𝑛
𝑃𝑎𝑟𝑡𝑒𝑠 𝑝𝑜𝑟 𝑡𝑟𝑖𝑙𝑙ó𝑛

𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒎𝒊𝒍𝒍ó𝒏 (𝒑𝒑𝒎)
Unidad de medida de concentración, cuando son mezclas sólidas se refiere a los
miligramos (mg) de analito por Kg de soluto (mg/Kg) y para el caso de disoluciones
líquidas se expresa como miligramo (mg) de analito por litro (L) de solución (mg/L).
De manera general, si se tiene un millón de granos de arroz y si uno de los 1000
granos se pinta de rojo, este grano representaría una parte por millón.
Algunos ejemplos serían:
a) Si tengo una concentración de sulfato (𝑆𝑂4
2−
) = 30 ppm, equivalente a
escribir [𝑆𝑂4
2−
] = 30 mg/L, esta concentración indica que hay 30
miligramos de ion sulfato por litro de solución.
b) Si una roca contiene 45 ppm de cobre, esto significa que hay 45 mg de
cobre por cada Kg de roca.
𝑝𝑝𝑚:
𝑚𝑔
𝐿
ó
𝑚𝑔
𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑚:
1
106 = 10−6

𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒃𝒊𝒍𝒍ó𝒏 (𝒑𝒑𝒃)
Unidad de medida para expresar concentraciones del orden de las trazas. Para el caso
de mezclas sólidas se refiere a los microgramos (μg) de analito por Kg de soluto
(μg/Kg) y para el caso de disoluciones líquidas se expresa como microgramo (μg) de
analito por litro (L) de solución (μg/L).
Para el ejemplo anterior sería:
2−
) = 30 ppb, equivalente a
escribir [𝑆𝑂4
2−
] = 30 g/L, esta concentración indica que hay 30
microgramos de ion sulfato por litro de solución.
b) Si una roca contiene 45 ppb de cobre, esto significa que hay 45 g de
𝑝𝑝𝑏:
𝜇𝑔
𝐿
ó
𝜇𝑔
𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑏:
1
109 = 10−9

𝑷𝒂𝒓𝒕𝒆𝒔 𝒑𝒐𝒓 𝒕𝒓𝒊𝒍𝒍ó𝒏 (𝒑𝒑𝒕)
Unidad de medida para expresar concentraciones del orden de las ultra trazas. Para el
caso de mezclas sólidas se refiere a los nanogramo (ng) de analito por Kg de soluto
(ng/Kg) y para el caso de disoluciones líquidas se expresa como nanogramo (ng) de
analito por litro (L) de solución (ng/L).
Para el ejemplo anterior sería:
2−
) = 30 ppt, equivalente a
escribir [𝑆𝑂4
2−
] = 30 ng/L, esta concentración indica que hay 30
nanogramos de ion sulfato por litro de solución.
b) Si una roca contiene 45 ppt de cobre, esto significa que hay 45 ng de
𝑝𝑝𝑡:
𝑛𝑔
𝐿
ó
𝑛𝑔
𝐾𝑔 1𝑝𝑝𝑡:
1
1012 = 10−12

𝑹𝒆𝒍𝒂𝒄𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝒎𝒂𝒕𝒆𝒎á𝒕𝒊𝒄𝒂𝒔)
Partes por millón (ppm) Partes por billón (ppb) Partes por trillón (ppt)
Ecuación
general
𝑝𝑝𝑚 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
× 106
𝑝𝑝𝑏 =
× 109
𝑝𝑝𝑡 =
× 1012
Unidades
𝑚𝑔
𝐿
𝑜
𝑚𝑔
𝐾𝑔
𝜇𝑔
𝐿
𝑜
𝜇𝑔
𝐾𝑔
𝑛𝑔
𝐿
𝑜
𝑛𝑔
𝐾𝑔
1 𝑝𝑝𝑚 = 1000 𝑝𝑝𝑏
1 𝑝𝑝𝑏 = 1000 𝑝𝑝𝑡
1 𝑝𝑝𝑚 = 1000 𝑝𝑝𝑏 = 1000000 𝑝𝑝𝑡
%𝑃/𝑉 %𝑃/𝑃 %𝑉/𝑉
𝑚𝑔/𝐿
𝜇𝑔/𝑚𝐿
𝑚𝑔/𝐾𝑔
𝜇𝑔/𝑔
𝜇𝐿/𝐿
n𝐿/𝑚𝐿
%𝑃/𝑉 %𝑃/𝑃 %𝑉/𝑉
𝜇𝑔/𝐿
𝑛𝑔/𝑚𝐿
𝜇𝑔/𝐾𝑔
𝑛𝑔/𝑔
𝑛𝐿/𝐿
𝑝𝐿/𝑚𝐿
𝑝𝑝𝑚
𝑝𝑝𝑏

EJEMPLO 08: Expresar 35,6 ppm en ppb y en ppt.
Solución:
 Cálculo de los ppb:
1 𝑝𝑝𝑚 1000 𝑝𝑝𝑏
𝑥
35,6 𝑝𝑝𝑚
𝑥 = 35 600 𝑝𝑝𝑏
 Cálculo de los ppt:
1 𝑝𝑝𝑚 1000 000 𝑝𝑝𝑡
𝑥
35,6 𝑝𝑝𝑚
𝑥 = 35 600 000 𝑝𝑝𝑡

DILUCIÓN
Es el procedimiento que se sigue para preparar una disolución menos concentrada a
partir de una más concentrada.
𝐶1. 𝑉1 = 𝑛
𝐶1: 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 (𝑀)
𝐶2: 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 (𝑀)
Para una disolución de
concentración y
volumen conocido
Al efectuar un proceso de dilución, agregando más disolvente a
una cantidad dada de la disolución concentrada, su concentración
cambia (disminuye) sin que cambie el número de moles de soluto.
𝐶1. 𝑉1 = 𝐶2. 𝑉2
𝑉1: 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 (𝑚𝐿 ó 𝐿)
𝑉2: 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 (𝑚𝐿 ó 𝐿)
=
Donde:
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠
𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 después
𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑑𝑖𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

EJEMPLO 09: Se desea preparar 1L de una disolución de permanganato de potasio 0,40 M
a partir de una disolución de la misma sal de 1,00 M.
Solución:
 Tenemos los siguientes datos:
Reemplazando valores:
𝐶1: 1 𝑀
𝐶2: 0,4 𝑀
𝑉1: ¿ ?
𝑉2: 1 𝐿
1 𝑀 . 𝑉1 = (0,40 𝑀)(1 𝐿)
𝑉1 = 0,4 𝐿 = 400 𝑚𝐿
𝐶1. 𝑉1 = 𝐶2. 𝑉2

EJERCICIO 01: Hallar la molaridad de una solución obtenida disolviendo en agua 100 g de sulfato de
cobre (II) y añadiendo después más agua hasta completar un volumen de un litro.
EJERCICIO 02: Se disponen de 40 g de hidróxido mercúrico, los cuales se disuelven en 400 mL de agua.
Calcular su concentración molar.
EJERCICIO 03: ¿Cuantos gramos de dicromato de potasio se requieren para preparar 250 mL de una
disolución cuya concentración sea de 2.16 M?
EJERCICIO 04: ¿Cuál de las siguientes disoluciones contiene más cloruro de sodio?
500 ml de disolución de cloruro de sodio 2M
200 ml de disolución de cloruro de sodio 5M
EJERCICIO 05: ¿Cual es la molalidad de una solución que se prepara disolviendo 2.70 g de CH3OH con
25 g de H2O?
EJERCICIO 06: Calcular el peso equivalente químico del sulfato de cromo (III).
EJERCICIO 07: ¿Cuántos gramos de tricloruro de aluminio se necesitaran disolver en 850 mL, para
obtener una disolución de concentración 2M
EJERCICIO 08: ¿Qué volumen se de tomar para preparar 2 L de una disolución de concentración 0.7 M
a partir de una solución concentrada de 4 M de ácido perclórico

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