Solución

DISOLUCIONES Y CÀLCULO
DE CONCENTRACIONES
MSc. Marilú Cerda Lira
DISOLUCIONES Y CÀLCULO DE
CONCENTRACIONES
 Introducción
 Definición
 Métodos
de separación de las
soluciones
 Principales clases de soluciones
 Clasificación
 Modos de expresar las
concentraciones de las soluciones
objetivos
 Conocer
los aspectos generales de las
soluciones.
 Establecer relaciones de las soluciones
con la vida cotidiana.
 Apropiarse de la clasificación de las
soluciones.
 Realizar
ejercicios de las diferentes
formas de expresar las soluciones.
INTRODUCCIÓN
 Una
solución es una mezcla homogénea
de dos o mas sustancias.
 La sustancia disuelta se denomina soluto y
esta presente generalmente en pequeña
cantidad en comparación con la
sustancia donde se disuelve denominada
solvente.
 La concentración de una solución expresa
la relación de la cantidad de soluto a la
cantidad de solvente.
Características de las soluciones
 Su
composición química es variable.
 Las propiedades químicas de los componentes
de una solución no se alteran.
 Las propiedades físicas de la solución son
diferentes a las del solvente puro : la adición de
un soluto a un solvente aumenta su punto de
ebullición y disminuye su punto de congelación;
la adición de un soluto a un solvente disminuye la
presión de vapor de éste.
PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES
SOLUCIÓN
DISOLVENTE
SOLUTO
EJEMPLOS
Gaseosa
Gas
Gas
Aire
Liquida
Liquido
Liquido
Alcohol en agua
Liquida
Liquido
Gas
O2 en H2O
Liquida
Liquido
Sólido
NaCl en H2O
Clasificación de las soluciones
según su concentración

Solución Insaturada: “Es aquella en
que la cantidad de soluto disuelto es
inferior a la que indica su solubilidad”
esta
solución
se
reconoce
experimentalmente agregándole una
pequeña cantidad de soluto y esta se
disolverá.
Solución
Saturada: “Es aquella en
que la cantidad de soluto disuelto
es igual a la que indica su
solubilidad”. Este tipo de solución se
reconoce
experimentalmente
agregando una cantidad de soluto
lográndose una solución estable.
Solución
Sobresaturada: “Es aquella
en que la cantidad de soluto disuelto
es mayor a la que indica su
solubilidad”.
Este tipo de solución se reconoce
experimentalmente por su gran
“inestabilidad” ya que al agitarla o al
agregar un pequeño cristal de soluto
se provoca la cristalización del
exceso de soluto disuelto.
De acuerdo a la
conductividad eléctrica:
 ELECTROLITICAS:
Se llaman también soluciones
iónicas y presentan una apreciable conductividad
eléctrica. Ejemplo: soluciones acuosas de ácidos y
bases, sales.
 NO
ELECTROLITICAS: Su conductividad
es
prácticamente nula; no forma iones y el soluto se
disgrega hasta el estado molecular. por ejemplo:
soluciones de azúcar, alcohol y glicerina.
La concentración de las soluciones es la cantidad de
soluto contenido en una cantidad determinada de
solvente o solución. Los términos diluida o concentrada
expresan concentraciones relativas. Para expresar con
exactitud la concentración de las soluciones se usan
sistemas como los siguientes:
MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES
1.CONCENTRACIÒN PORCENTUAL:
a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por
cada 100 unidades de peso de la solución.
b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al
volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la
solución.
c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de
gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
Ejemplos:
 Calcule
el porcentaje de cloruro de sodio si se
disuelven 19 g de esta sal en suficiente
cantidad de agua para hacer 175 ml de
solución.
 C%
P/V= 19 g/175 ml solución X 100= 10.85%
 ¿Cuántos
gramos de yoduro de sodio se
necesitan para preparar 60 g de solución de
yoduro de sodio al 15 %?
Solución
15 % = 15 g NaI ------- 100 g sol.
X------- ----- 60 g sol.
X = 9 g NaI
 ¿Cuántos
ml de ácido clorhídrico se
necesitan para preparar 200 ml de una
solución de ácido clorhídrico al 5%?
5 % = 5 ml HCl -------------------100 ml sol.
X ------------------------ 200 ml sol.
X= 10 ml HCl
2.
Molaridad ( M ): Es el número de moles de
soluto contenido en un litro de solución. Una
solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene
tres moles de soluto por litro de solución.
1 MOL es igual al peso molecular de una
sustancia expresada en gramos.

Ejemplo 1.
Calcule la molaridad de una solución que contiene 32g de cloruro de sodio en 0.75L de
solución.
Solución:
Primero se debe encontrar el peso molecular del NaCl
1 Mol de NaCl es 58 g
Segundo se plantea la relación Moles Soluto = gramos soluto / masa molar soluto
1Mol ------------ 58 g
XM ------------ 32 g
Moles NaCl = 32g NaCl / 58g NaCl = 0.55 mol NaCl
Tercero se sustituye el dato encontrado en la fórmula M = mol soluto / L solución:
CM NaCl = 0.55 mol NaCl / 0.75 L solución = 0.73 M
La concentración molar de la solución de cloruro de sodio es 0.73 M.

Se puede usar directamente la siguiente ecuación: M= g de soluto/PM soluto x Litro de disolución

Sustituyendo los datos que nos dan:
M= 32g /58 g x 0.75 L= 0.73 M
EJEMPLO 2.
Calcule la molaridad de un suero glucosado al 5%.
Recuerde que la glucosa al 5% significa 5 g de glucosa/100 ml.
Para calcular los moles de glucosa en esos 5 g, y sabiendo que PM de la
glucosa (C6H12 O 6 )= 180 g, realizamos una regla de tres:
Paso a Paso…
1 mol -------------------- 180 g
x moles ------------------ 5 g
ò se aplica la fórmula:
moles = g / PM
Encontramos que X moles = 5 g/180g = 0,027M, o sea que, para
calcular el número de moles, se divide la cantidad de sustancia en
cuestión entre el peso molecular de la glucosa expresado en
gramos.
La molaridad del suero glucosado al 5%, que contiene
0.027 moles de glucosa en 100 ml (0, 1L), se calcula
CM : moles / litro = 0,027M
0.027M/ 0, 1 litros= 0,27M
De forma directa, recuerda que
toda disolución porcentual es en
100 ml equivale a o,1 L
M= 5 g/180g x 0.1 L= O,27 M
El resultado se puede expresar también en milimoles por
litro, que denominamos milimolaridad (mM), se calcula
de manera general
mM = M x 1 000
y en el ejemplo anterior sería
mM = M x 1 000 = 0,27 x 1000 = 270 (mM/L)
La concentración normal o normalidad (N),
se define como el número de equivalentes
de soluto por litro de solución:
N = # equivalentes de soluto/ litros de
solución
 # equivalentes = g de soluto Peq

Peq = PM/ n
n: número de hidrógenos o hidroxilos
Es decir:

N: Normalidad, Nº de equivalentes de un ácido o de
una base por cada 1 litro de solución.

Equivalente: Peso molecular de la sustancia dividido
entre el número moles de H+ que libera en el caso
de los ácidos, o entre el número de moles de – OH
que libera en el caso de las bases.
Para encontrar la Normalidad se puede utilizar la
siguiente ecuaciòn:


N= g de soluto x valencia/PM soluto x Litro de soluciòn






Ácidos
HCl
Eq-g HCl=36 g/1=36 g
H2SO4 Eq-g H2SO4 = 98g/2=49
1Eq-g HCl=36 g
1Eq-g H2SO4=49g
Bases
NaOH Eq-g NaOH= 40g/1=40g
1Eq-g NaOH =40g
Al (OH)3 Eq-G Al (Oh)3=78g/3=26g 1Eq-g Al (OH)3=26g

Sales
K2SO4

Al2(SO4)3 Eq-g Al2(SO4)3=342g/6=57g 1Eq-g Al2(SO4)3 =57g

Eq-g K2SO4 =174g/2=87g
1Eq-g K2SO4 =87g
 Ejercicio:
¿Cuál es la concentración Normal
de una solución que se preparó con 12.5 g
de HCl y se aforó hasta completar 2 litros de
solución. PM del HCl = 36 g
N
= 12.5 g / (36/1) 2 litros N = 0.17 , se dice
que es una "solución 0.17 Normal ".
 N=
12.5 x 1/36 g x 2 L= 0,17 N

H2SO4
2 H+ + SO4-2 ( el ácido se disocia en 2 H+)

* ¿Cuál es la Normalidad de una solución que se
preparó con 5 g de H2SO4 y se aforó a 500 ml de
solución ? . Donde n = 2 (es el número de H+)

N = 5 g / (98/2) 0.5 litros

N= 5 g x 2/98 x 0,5 L= 0,204 N
N = 0.204 , se dice que es una "solución 0.204
Normal ".
 ¿Cuál
es la normalidad de una disolución de
HCl que contiene 0.35 Eq-g en 600mL de
dicha disolución ?
 Datos:
N=?
E=0.35 Eq-g
HCl
V=600Ml = 0.6 L
Solución:
N=E g/V =0.35Eq-g HCl/0.6L=0.58 Eq-g HCl/L =
0.58N
 Ejemplo:
Calcule la concentración normal de una solución
que contiene 3.75 moles de ácido sulfúrico por litro
de solución.
 Como
cada mol de ácido sulfúrico es capaz de
donar dos moles de protones o iones hidrógeno,
un mol de ácido es igual a 2 equivalentes de
soluto.
 Puesto que hay 3.75 moles de soluto en la
solución, hay 3.72 x 2 ó 7.50 equivalentes de
soluto. Como el volumen de solución es de 1 L, la
normalidad de la solución es 7.50 N.
4. Equivalentes
 La
unidad
utilizada
para
describir
la
concentración de los componentes iónicos es el
equivalente (Eq).
1
Eq= 1 mol de carga (ya sea + o -)
Ejemplo: 1 mol de Na+, contiene un mol de carga
positiva y es igual a un equivalente.
Es decir 1 Eq=1 mol. Por lo tanto, el peso gramo
equivalente del Na+ es de 23 gramos.
Como
la
concentración
de
electrolitos en la sangre es muy baja,
se requiere utilizar un submúltiplo;
estos son los meq , que no son otra
cosa que el peso molecular del ión
expresado en miligramos y dividido
por el número de cargas eléctricas
que posea.
Ejemplo:
¿Cuántos miliequivalentes están presentes en 100 ml de una
solución de Mg++ al 0.1%?
0.1gr _____ 100ml

Por tanto, 100 ml de Mg++ (p/v) contiene 0.1 g de Mg++ .
1 Eq de Mg++ =24gramos/2= 12 gr
1 Eq de Mg++ ___ 12 gr
X
___ 0.1 gr
X= 0.0083 Eq
Se sabe que 1000 mEq ___ 1 Eq
XmEq
___ 0.0083 Eq
XmEq=8.3 mEq de Mg++

Cuántos meq de Na+ recibe un paciente a quien le han pasado una bolsa
de 500 mL de solución salina al o.9%?
Solución
Se debe calcular la masa total de NaCl administrada al paciente:
0.9 g NaCl _______100 ml
X
________500ml
X = 4.5 g = 4500 mg de NaCl
Ahora calculamos el número de meq administrados:
1 meq de NaCl
X
58 mg
4500 mg
X = 77.6 meq de NaCl
Como lo que piden son meq de Na+ , recordemos la disociación del cloruro de
sodio:
NaCl
1 meq
Na+ + Cl1 meq + 1 meq
Nótese como 1 meq de NaCl produce 1 meq de Na+
Por lo tanto 76.9 meq de NaCl producen 77.6 meq de Na+
Respuesta
El paciente recibió 77.6 meq de Na+
5.Osmolaridad: Es el número de osmoles de
soluto disuelto en un litro de solución.
Osmolaridad =
Número de osmoles de soluto
Litro de solución
1 OSMOL: es igual al peso molecular de
una sustancia dividido entre el número total
de partículas disociables.



Ácidos
HCl
H2SO4

Bases
NaOH

Al (OH)3


Sales
K2SO4

Al2(SO4)3

H+ + Cl2H+ + SO4
Na +
1 Osm= PM/2
1 Osm= PM/3
+ Cl-
1 Osm= PM/2
Al +
+ 3OH -
1 Osm= PM/4
2K+
+ SO4 - 2
1 Osm= PM/3
2Al +3 + 3SO4- 2 1 Osm= PM/5
Los valores normales de la
osmolaridad plasmática son de 290
- 310 mOsm/L
De ahí aparece la tonicidad
fisiológica
Isotónica
Hipotónica
Hipertónica

¿Cuál es la osmolaridad de una solución salina al 0.9%?
Solución
NaCl al 0.9%; se convierte esta concentración a g/L de la siguiente manera:
0.9g---------100 ml
X ---------1000 ml
X = 9 g/L
Remplazamos este valor en la expresión:
1 Osm= PM/# particulas disociables
1Osm= 98g/2= 29 g
1 Osm -----X
------
29g
9g
X= 0.31 X 1000 Mosm= 310 mOsmol/L
Respuesta
La osmolaridad de una solución salina es de 310 MOsmol/L. Este valor está
dentro del rango isotónico
Se puede calcular la osmolaridad
de la siguiente manera:
 Mosmol/L
= [ C/PM ] x N x 1000 donde,
C= concentración de la solución en g/L
PM= peso molecular del soluto
N= número de iones en la solución
1000= factor de conversión

Cuál es la osmolaridad de una solución salina al 0,9%?
Recordemos que la solución de NaCl al 0.9% la
convertimos a g/L de la siguiente manera:
100 mL ------ 0.9g
1000 mL ----- X

X = 9 g/L
Remplazamos este valor en la expresión:
Mosmol/L = [9 g/L / 58 g/mol] x 2 x 1000 = 310 mOsmol/L
Respuesta:
La osmolaridad de una solución salina normal (SSN) es
de 310 mOsmol/L. Este valor está dentro del rango
isotónico
Conclusión
 La
concentración de una solución
expresa la cantidad de soluto presente
en una cantidad dada de solvente o
de solución.
 La concentración de una solución se
puede expresar en peso/peso
porcentual, peso/volumen porcentual,
volumen/volumen porcentual,
molaridad, osmolaridad, equivalentes o
miliequivalentes de un ion en particular.
Ejercicios
Calcule la concentración normal de una solución
que contiene 3.75 gr de ácido sulfúrico por litro
de solución.
 ¿Cuántos gramos de NaCl hay en 250 ml al 5% ?
 ¿Cuántos gramos son necesarios para preparar 1 L
de 0.1 M CaCO3?
 La solución salina normal tiene una concentración
de 0.9%. ¿Cuál es su molaridad?
 Diga cómo se prepara una solución de NaCl al
0.9% p/v.

 Diga
cómo se prepara una solución de
etanol al 95% v/v.
 Diga usted cuántos gramos de NaOH
contienen 50 ml de solución al 50% p/p.
 Diga usted cuántos gramos de NaCl se
necesitan para preparar 50 ml de solución al
38%.
 Diga usted cómo se preparan 20 ml de
solución de NaCl al 0.9% p/v a partir de una
solución al 10% p/v.
 Diga
usted cuántos gramos contiene 0.5
mol de glucosa?
 Diga usted cómo se preparan 500 ml de
solución 1 M de glucosa.
 Diga usted cómo se prepara una solución
1 M de NaCl?
 Diga usted cómo se prepara una solución
de H2S04 al 1 N?
 Diga usted cómo se prepara una solución
de NaOH al 0,5 N?
 Diga usted cómo se prepara una solución
de HCl al 2 N?
Bibliografía
 es.slideshare.net/estelamunizlozano/diluci
ones-y-soluciones
 http://www.oirsa.org/aplicaciones/subido
archivos/BibliotecaVirtual/ManualPrepara
cionSoluciones.pdf