Una disolución es una mezcla homogénea compuesta por un disolvente (componente que está en mayor proporción) y uno o varios solutos (sustancias en menor propoción, disueltas en el disolvente).
Es una medida de la cantidad de soluto en una cantidad dada de disolvente.
% en masa, % en volumen, concentración en masa, molaridad, molalidad y fracción molar
$$ c = \frac{m_\text{soluto}}{m_\text{disolución}}\cdot 100 $$
$$ c = \frac{V_\text{soluto}}{V_\text{disolución}}\cdot 100 $$
$$ c = \frac{m_\text{soluto}}{V_\text{disolución}} $$
Suele expresarse en g/L.
$$ M = \frac{\text{cantidad de soluto (moles)}}{\text{volumen de disolución}} $$
Suele expresarse en mol/L, en cuyo caso se dice molar (M).
$$ m = \frac{\text{cantidad de soluto (moles)}}{\text{masa de disolvente}} $$
En el SI se expresa en mol/kg, en cuyo caso se dice molal (m).
\begin{gather*} \chi_\mathrm s = \frac{\text{cantidad de soluto (moles)}}{\text{cantidad total (moles)}} = \frac{n_\mathrm s}{n_\mathrm s + n_\mathrm d} \\ \chi_\mathrm d = \frac{n_\mathrm d}{n_\mathrm s + n_\mathrm d} \\ \chi_\mathrm s + \chi_\mathrm d = 1 \end{gather*}
Es una magnitud adimensional (mol/mol).
Remata el trabajo sobre concentración de disoluciones y, de paso, sé crítico/a con las pseudociencias con esta genial actividad sobre homeopatía.
Es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse a una temperatura dada en un disolvente. Se suele expresar en gramos de soluto por cada 100 mL de disolvente.
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Una disolución saturada es aquella en la que ya no se puede disolver más soluto, a una temperaturada dada. La sobresaturación ocurre cuando la concentración de soluto excede el límite de solubilidad, típicamente a altas temperaturas, dando lugar a un estado metaestable que encontrará el equilibrio precipitando el exceso de soluto.
La solubilidad de muchas sales (sólidas) disueltas en agua aumenta con la temperatura. Algunas, como el Ce2(SO4)3, se vuelven menos solubles al aumentar la temperatura, debido a que su disolución en agua es exotérmica.
La solubilidad suele disminuir al aumentar la temperatura.
La solubilidad suele aumentar con la temperatura.
La solubilidad de los gases aumenta al aumentar la presión externa.
Es una práctica común en los laboratorios preparar una disolución o bien directamente a partir de sus constituyentes o bien diluyendo una disolución comercial más concentrada.
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Para solutos sólidos disueltos en disolventes líquidos, pesamos la masa necesaria con ayuda de una balanza y los diluimos hasta el volumen deseado.
En el caso de que el soluto sea líquido, en vez de pesar su masa, tomamos el volumen necesario con ayuda por ejemplo de una pipeta.
Es el proceso mediante el cual se disminuye la concentración de una disolución, típicamente añadiendo más disolvente (aumentando el volumen total).
Se cumple que: $$ c_0V_0 = cV, $$
donde $c$ representa concentración, $V$ volumen de disolución y el subíndice 0 hace referencia a la disolución inicial.
En el laboratorio, es habitual tener que obtener una disolución de menor concentración a partir de una disolución comercial más concentrada.
Dada la densidad, $d_0$, y la riqueza (concentración), $c_0$, de la disolución comercial, podemos calcular el volumen de disolución comercial, $V_0$, necesario para obtener un volumen $V>V_0$ de disolución diluida con una concentración $c<c_0$:
En el caso de querer aumentar la concentración de una disolución, podemos:
Propiedades que dependen únicamente de la concentración de soluto, y no de su naturaleza.
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Se define la presión de vapor como la presión ejercida por un vapor en equilibrio termodinámico con sus fases condensadas (líquida o sólida) a una temperatura determinada en un sistema cerrado.
En 1887, el químico francés François-Marie Raoult propone que la presión parcial de cada componente de una disolución ideal de líquidos, $p$, es igual a la presión de vapor del componente puro, $p^0$, multiplicada por su fracción molar, $\chi$.
En consecuencia, la disminución relativa de la presión de vapor de una disolución diluida de un soluto no volátil es igual a la fracción molar del soluto en la disolución: $$ \Delta p = p^0-p = p^0\chi $$
Se trata de un descenso de la temperatura a la que se congela una sustancia, $T_\mathrm c$, provocado por la adición de una cantidad menor de otra sustancia no volátil.
Para disoluciones diluidas con solutos que no se disocian (no electrolitos), tenemos: $$ \Delta T_\mathrm c = K_\mathrm c \cdot m, $$
donde $\Delta T_\mathrm c = T_\mathrm c^0-T_\mathrm c$ es la disminución del punto de congelación, $K_\mathrm c$ es la constante crioscópica (característica de cada disolvente) y $m$ es la molalidad (mol/kg).
Describe el fenómeno por el cual el punto de ebullición, $T_\mathrm e$, de un líquido (un disolvente) es más alto cuando se añade otro compuesto (soluto) no volátil.
Para disoluciones diluidas con solutos que no se disocian (no electrolitos), tenemos: $$ \Delta T_\mathrm e = K_\mathrm e \cdot m, $$
donde $\Delta T_\mathrm e = T_\mathrm e-T_\mathrm e^0$ es el aumento del punto de ebullición, $K_\mathrm e$ es la constante ebulloscópica (característica de cada disolvente) y $m$ es la molalidad (mol/kg).
La presión osmótica de una disolución, $\Pi$, es la diferencia de presión entre la disolución y el disolvente puro cuando ambos están en equilibrio a través de una membrana semipermeable, que permite el paso de moléculas del disolvente pero no del soluto.
Las leyes que gobiernan la osmosis fueron descubiertas por Pfeffer y van ’t Hoff:
Para una disolución ideal, se cumple (análogo a los gases ideales): $$ \Pi V = nRT $$
En función de la molaridad, $M = n/V$: $$ \Pi = \frac{nRT}{V} = MRT $$
Pincha aquí y sigue estas instrucciones:
El proceso, en principio, solo funciona con Google Chrome.