(M).

Unidad IV:
Introducción a las
Disoluciones
• Preparando
una solución
– Molaridad
– Iones en solución
– Dilución
• Estequiometría de solución
• Titulaciones
– Titulaciones ácido-base
1.Concentración de Soluciones
• Al preparar soluciones es importante indicarconcentración de la
misma, es decir, cuanto soluto y solvente componen la solución.
• Una medida de concentración muy utilizada es
Molaridad (M).
Molaridad = moles de soluto
Litros de solución
• El volumen medido es el de la solución completa
(soluto + solvente) y debe estar siempre en unidades de litros.
Ejemplo: Determine la concentración de una solución de
KMnO4 (masa molar 158.03 g/mol) que se obtiene al
disolver 3.95 gramos del compuesto en un matraz
volumétrico de 25.00 mL.
Estrategia:
1. Calcule los moles de soluto utilizando los gramos y la
masa molar del soluto.
3.95 gKMnO4x 1mol KMnO4 = 2.50x10-2mol KMnO4
158.03 gKMnO4
2. Cambie el volumen a unidades de litros.
25.00 mL 10-2L = 2.500x10-2L
1mL
3. Calcule la Molaridad.
M= 2.500x10-2mol KMnO4 = 1.00M
2.500x10-2L
Preparando una Solución
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Na2CO3 debe usar para
preparar 25.00 mL a partir de una solución 0.103 M de
Na2CO3? (Masa molar Na2CO3 = 106.0 g/mol)
Estrategia:
1. Para calcular gramos, primero debes calcular los moles de soluto.
Despeje la expresión de molaridad por moles.
M= moles  moles = Mx Vol.(L)
Vol.(L)
2. Calcule los moles de Na2CO3 que necesitas.
Recuerde usar el volumen en L.
moles = 0.02500Lx0.103M = 2.58x10-3moles
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Na2CO3 debe usar para
preparar 25.00 mL a partir de una solución 0.103 M de
Na2CO3? (Masa molar Na2CO3 = 106.0 g/mol)
Estrategia:
Use los moles de soluto y la masa molar para determinar los gramos.
2.58x10-3mol Na2CO3 x 106.0g Na2CO3 = 0.273g Na2CO3
1mol Na2CO3
Utilizando una Solución
Ejemplo: Una reacción requiere que se añadan 1.25 10-2 moles
de NaOH y tienes disponible una solución 1.48 M de NaOH.
¿Cuánto volumen (mL) de la solución debe usar?
Estrategia:
1. Despeje por volumen.
M= moles  Vol.(L) = moles
Vol.(L)
M
2. Calcule el volumen y pase a unidades demL.
Vol.(L) = 1.25x10-2mol = 8.45x10-3L
1.48M
8.45x10-3L x 1mL= 8.45mL
10-3L
Concentración de Iones
en una Solución
Ejemplo: Calcule la concentración de iones de cloro en una
solución 0.533 M de CaCl2.
Estrategia:
Desglose las unidades de molaridad en moles/L de CaCl2 y
multiplique por la razón de Cl- en CaCl2.
.
0.533M CaCl2 = 0.533molCaCl2 x 2molCl- = 1.07M Cl1Lsolución
1mol CaCl2
Diluciones
En los laboratorios se utilizan con frecuencia soluciones
concentradas para preparar una soluciones de menor
concentración.
• Para preparar soluciones a partir de una solución concentrada,
– se toma una porción de la solución concentrada
– se coloca en un matraz volumétrico
– se añade agua hasta el nivel.
.
¿Cuál es la concentración de la solución diluida?
Diluciones
• El total de moles de sustancia en la solución diluida son la
misma cantidad de moles que se transfirieron de la solución
concentrada.
Recuerde que moles = MxV
Entonces,
Moles transferidos del concentrado = Moles en diluido
McVc = MdVd
• Con esta relación puede hacer cálculos para determinar como hacer
una dilución.
Diluciones
Ejemplo: Determina el volumen de una solución concentrada de
5.0 M CuCl2 que se necesita para preparar 25.0 mL de
solución 1.5 M.
Estrategia:
Utilice la fórmula de dilución, despeje por volumen del
concentrado y calcule.
McVc = MdVd
Vc = MdVd
Mc
Vc = 1.5Mx25.0mL = 7.5mL
5.0M
Estequiometría de Solución
Ejemplo: La siguiente reacción ocurre con reactivos en
solución acuosa y genera gas.
Na2S(ac) + 2 HCl(ac) → 2 NaCl(ac) + H2S(g)
Si se utilizan 25.0 mL de HCl 3.0 M para hacer reaccionar todo el
Na2S en solución, ¿cuántos gramos de gas se generan?
• Para hacer estos cálculos es necesario combinar las relaciones
entre concentración, moles y volumen de solución con cálculos
estequiométricos.
• La clave es llevar los datos a unidades de mol.
Estequiometría de Solución
A
B
Gramos B
Gramos A
Masa
Molar B
Masa
Molar A
moles A
Moles A = M x V
Coeficiente
estequiométrico
moles B
Moles B = M x V
Estequiometría de Solución
Ejemplo: La siguiente reacción ocurre con reactivos en
solución acuosa y genera gas.
Na2S(ac) + 2 HCl(ac) -> 2 NaCl(ac) + H2S(g)
Si se utilizan 25.0 mL de HCl 3.0 M para hacer reaccionar todo el
Na2S en solución, ¿cuántos gramos de gas se generan?
Estrategia:
1. Calcule los moles de la solución que conoce.
molesHCl = MHCl x VHCl
molesHCl = 3.0M x 0.0250L = 0.075molesHCl
2. Por estequiometría, pase de moles de reactivo a gramos de
producto.
0.075molesHCl x 1molH2S x 34.09gH2S = 1.28g
2molHCl
1molH2S
Estequiometría de Solución
Ejemplo: Determinar el volumen (mL) de HCl 1.50 M
necesario para consumir por completo 0.830g deMg.
Mg(s) + 2 HCl(ac) -> MgCl2(ac) + H2(g)
Estrategia:
1. Determine los moles de HCl que se necesitan para
consumir Mg.
0.830g Mg x 1mol Mg x 2mol HCl = 0.0683 mol HCl
24.31g Mg
1molMg
2. Calcule volumen de HCl. V=moles/M
V= 0.0683 moles HCl = 0.0455L
1.50M
0.0455L x 1mL = 45.5 mL
10-3 L
Titulaciones
Titulación es un método para determinar las
concentración de un compuesto en una muestra.
Se añade una solución acuosa de concentración
conocida para que reaccione con el compuesto
de interés en la muestra. Esta solución se conoce
como solución estándar.
Dependiendo de la cantidad de solución estándar
utilizada y conociendo la ecuación química
balanceada se puede determinar la concentración
del compuesto en la muestra.
Titulaciones Ácido-Base
• El momento que la solución estándar consume
todo el compuesto de interés en la muestra se
conoce como el punto de equivalencia.
• Durante titulaciones ácido- base se utilizan
indicadores para el punto de equivalencia.
– Indicadores son tintes que cambian de
color
dependiendo de la concentración de H+.
– Ejemplo: fenolftaleína es incoloro en soluciones
ácidas y de color rosa en soluciones básicas.
Titulaciones Ácido-Base
•Ejemplo: Se necesitan 15.00 mL de HNO3 2.25 M para
llegar al punto de equivalencia durante la titulación de
20.00 mL de Ca(OH)2. Determine la concentración de Ca(OH)2
Estrategia:
1. Escriba la ecuación química balanceada.
2 HNO3 + Ca(OH)2 -> Ca(NO3)2 + 2 H2O
2. Usando el volumen y la concentración de HNO3 determine la
cantidad de moles de solución estándar utilizados.
Moles HNO3 = M x V
= 2.25M x 0.01500L
= 0.0338moles
Titulaciones Ácido-Base
Estrategia:
3. Por estequiometría, determine la cantidad de moles
de Ca(OH)2 que reaccionaron con los moles de HNO3
añadidos.
0.0338moles HNO3 x 1molCa(OH)2 = 0,0169 mol Ca(OH)2
2moles HNO3
4. Utilice la cantidad de moles de Ca(OH)2 y el volumen para
calcular la concentración de la base.
M = moles
V
M= 0.0169 mol Ca(OH)2 = 0.845M
0.02000L
• Otras
formas de expresar la
concentración de una
disolución:
– Densidad
– % en peso y Volumen
– Molalidad
– Fracción Molar
Concentración es la proporción entre soluto y disolvente, donde
su expresión mas básica es la densidad:
Densidad (r)
m soluto ( g )
r 
V disolución ( L )
A 5 g de NaCl (sal común) se añaden 250 mL de agua. ¿Cuál será su
densidad en g/L de la disolución preparada?
Solución:
El volumen de la disolución 250 mL = 0,25 L.
r 
g 


 250 

L


(L)
0 ,1 L
m soluto ( g )
V disolución
La densidad será 250 g/L.
25 g
Porcentaje en Peso y en Volumen
Porcentaje en Peso : indica los gramos contenidos en 100 g de
disolución (soluto+disolvente)
m soluto
% masa ( de soluto ) 
* 100
m disolución
Porcentaje en Volumen: indica los gramos contenidos en 100 mL
de disolución (soluto+disolvente)
% volumen ( de soluto ) 
m soluto
V disolución
* 100
Porcentaje en Peso
Calcular el % en masa de una disolución de 25 g de sulfato de
cobre en 300 g de agua.
m disolución
 m soluto  m disolvente
25 g + 300 g = 325 g de disolución
Entonces:
% peso 
m soluto
V disolución
* 100 
25 g
325 g
* 100  7, 7 %
El % en masa de la disolución preparada es de 7,7% en sulfato
de cobre (soluto)
Porcentaje en Volumen
Calcular el % en volumen (grado) que tendrá una disolución de
80 mL de metanol (alcohol de quemar) en 800 mL de agua.
Suponer que los volúmenes son aditivos.
 v soluto  v disolvente
v disolución
80 mL + 800 mL = 880 mL de disolución
Entonces:
% volumen

V soluto
V disolución
* 100 
80 mL
880 mL
* 100  9,1 %
El % en volumen de la disolución preparada es de 9,1%
o también 9,1°
Molalidad (m)
Se define como la cantidad de soluto (en moles) disuelto en 1 Kg de
disolvente
molalidad
(m) 
n soluto
m disolvente
Ordenando se tiene:
molalidad
(m) 
m soluto
m disolvente M
soluto
Se disuelven 5,61 g de KOH (MM=56,1 g/mol) en 500 mL de
agua ¿Cuál es su molalidad, sabiendo que la densidad del agua
es 1 g/mL a la temperatura de trabajo?
Respuesta:
500mL*1g/mL= 500g de agua
Entonces:
molalidad
(m) 
5,61g
0,50Kg * 56,1g/mol
molalidad
(m)  0 , 2 ( mol / Kg )  0 , 2 m
Fracción Molar
Se define como la relación entre la cantidad de un componente de la
disolución, en mol y la cantidad total de las especies presentes en el
sistema.
Xi 
ni
n totales
Xi= Fracción molar del constituyente “i”
ni= cantidad (en moles) del constituyente “i”
Fracción Molar
Determine la fracción molar del agua y del etanol cuando se
disuelven 2,0 mol de agua en 8,0 mol de etanol.
Respuesta:
n totales  n agua  n etanol
2,0mol + 8,0mol = 10,0mol
Entonces la fracción molar:
del agua:
del etanol:
X
X
H2O
EtOH

2,0mol
 0 , 20
10,0mol

8,0mol
10,0mol
 0 ,80
Ejercicios Propuestos
1. Una disolución está formada por 8 g de soluto y 250 g de agua.
Sabiendo que la densidad de la disolución es de 1,08 g/mL.
Calcule la concentración de la disolución en g/L, %pp, %pv.
Sol: 33,47 g/L; 3,10%pp; 3,35%pv
2. Calcule la molalidad de una disolución de ácido sufúrico que
contiene 24,4 g de ácido sufúrico en 198 g de agua. La masa
molar de H2SO4 es 98,08 g/mol
Sol: 1.26 molal
Ejercicios propuestos Libro
Chang. 10 edición
A.Pag. 163. 4.60, 4.62, 4.64, 4.66
B.Pag. 546 12.16, 12.18, 12.22, 12.24