1. Departamento de Ciencias y Tecnología
Subsector: Química
Profesor: Carlos Donoso E.
Nivel: 2° año Medio
Año: MMXIII
Guía de Apoyo nº3: Disoluciones químicas y propiedades coligativas
Objetivos:
1.- Clasificar la materia en sustancias puras (elementos y compuestos) y en mezclas
(homogéneas y heterogéneas)
2.- Comprender el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad
3.- Determinar la concentración de diferentes disoluciones
4.- Valorar la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la comprensión
de fenómenos comunes asociados a dichas propiedades.
5.- Valorar el conocimiento científico en la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
Entre las muchas características que presenta la materia está su diferenciación
entre mezcla y sustancia pura. Entre estas últimas es necesario distinguir entre
elementos y compuestos.
Mezcla: Es una sustancia formada por la unión de dos o más sustancias que no
reaccionan entre sí. Por lo tanto, corresponde a una unión física y podrá separarse
mediante procesos físicos. La composición de una mezcla tanto como sus propiedades
son variables.
Fase: Cada una de las partes físicamente distinguibles de una mezcla.
Las mezclas pueden clasificarse en homogéneas y heterogéneas:
Mezclas homogéneas son aquellas en las que no se distinguen los componentes que las
forman. Es decir, se observa una sola fase
Mezclas heterogéneas son aquellas en las que es posible observar los distintos
compuestos que las constituyen. Es decir, se observa cada fase constituyente.
Sustancia pura es aquella que no puede separarse en otras más simples mediante
procesos físicos y cuya composición y propiedades son constantes. Las sustancias puras
se clasifican en elementos y compuestos.

2. 2
Los elementos no pueden descomponerse en otras sustancias puras más simples
mediante procesos químicos. Es el caso del oxígeno, el cobre, la plata, etc.
Los compuestos son sustancias puras que pueden descomponerse en otras más simples
mediante procesos químicos. Por ejemplo, el agua, el cloruro de sodio, el dióxido de
carbono, etc.
Propiedades físicas y químicas, extensivas e intensivas
Cualquier sustancia se caracteriza y diferencia de las demás por tener unas
propiedades físicas y químicas concretas que pueden variar al modificarse las
condiciones de presión y temperatura.
Las propiedades físicas son aquellas que presenta la materia sin cambiar su
composición, como pueden ser la dureza, la solubilidad, el color, el olor o el punto de
fusión o ebullición.
Las propiedades químicas se refieren a las que presenta la materia cuando cambia su
composición, es decir, las reacciones químicas que experimenta, como pueden ser la
combustión o la reacción con los ácidos.
Las propiedades de la materia pueden depender o no de la cantidad de sustancia que se
estudia, de manera que deben distinguirse las propiedades extensivas y las extensivas.
Propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia presente,
como el volumen y la energía interna. Por ejemplo, la energía interna es la suma de las
energías cinética y potencial de cada partícula, por lo tanto será mayor si aumenta el
número de ellas
Propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia
presente. Es el caso del punto de fusión, la densidad y todas las propiedades químicas.
Así por ejemplo, el punto de fusión del hielo es de 0°C, independientemente de que se
trate de un cubito de hielo o de u enorme iceberg.
Mezclas homogéneas
En una mezcla homogénea se presentan dos tipos de fases: la fase dispersante y la
fase dispersa.
La fase dispersa corresponde a la sustancia o sustancias que están en menor
proporción en la mezcla homogénea.
La fase dipersante corresponde a la sustancia en la que la fase dispersa está
distribuida homogéneamente.
Las mezclas homogéneas se pueden clasificar según el tamaño de su fase dispersa
como lo muestra la siguiente tabla

3. 3
Tamaño de las Característica
Denominación Ejemplos
partículas dispersas
Visibles al Ciertos precipitados
o microscopio en agua, glóbulos
Suspensiones >10-5 cm (103 A ) rojos en la sangre,
polvo en suspensión
Suspensiones Visibles al
Entre 10-5 y 10-7 cm Niebla, leche
coloidales o coloides ultramicroscopio
o Interposición Alcohol en agua,
Soluciones verdaderas < 10-7 cm (10 A ) molecular azúcar en agua
Disoluciones verdaderas, Disoluciones o Soluciones
Centraremos nuestra atención en este tipo de mezclas homogéneas. En ellas, la
fase dispersante se denomina solvente y la fase dispersa, soluto.
Unidades de concentración
Corresponde a la relación entre la cantidad de soluto presente, respecto de la
cantidad de solvente o de la cantidad de solución. Esta relación se expresa a manera
de cuociente.
Las unidades de concentración se clasifican en dos categorías: las físicas y las químicas
Dentro de las unidades físicas encontramos:
a) El % peso/peso o %p/p
b) El % peso/volumen o %p/v y
c) El % volumen/volumen o %v/v.
Dentro de las unidades químicas encontramos:
a) La molaridad (M)
b) La molalidad (m)
c) La fracción molar ( o f)
d) Las partes por millón (ppm)
e) La Normalidad (N)
Unidades de concentración físicas
1.- Porcentaje peso/peso o masa/masa (%p/p o %m/m): Es la cantidad, en gramos, de
soluto que está disuelto en 100 g de solución.
Podemos expresarlo de la siguiente manera:
msoluto
%p / p   100
msolución
2.- Porcentaje peso/volumen o masa/volumen (%p/v o %m/v): Es la cantidad, en
gramos, de soluto que está disuelto en 100 c.c. (ml) de solución.
Podemos expresarlo de la siguiente manera:

4. 4
msoluto
%p / v   100
vsolución (ml)
3.- Porcentaje volumen/volumen (%v/v): Es el volumen, en c.c. o ml, de soluto que está
disuelto en 100 c.c. (ml) de solución.
Podemos expresarlo de la siguiente manera:
vsoluto (ml)
%v / v   100
vsolución (ml)
La densidad
Las unidades físicas están asociadas a dos propiedades muy conocidas por
nosotros: la masa y el volumen. Por lo tanto, para poder hacer transformaciones entre
una unidad y otra, recurriremos al concepto de densidad.
La densidad se define como el cuociente entre la masa (expresada en gramos) y el
volumen (expresado en c.c. o ml). Es decir,
masa
densidad 
volumen
m
O también, d
V
Moles de una sustancia
Es una relación proporcional entre la masa de una sustancia (expresado en
gramos) y su equivalencia en moles. Podemos calcular los moles que representa cierta
masa de sustancia, haciendo la siguiente relación:
m representa la masa de la sustancia; n corresponde a los moles y M representa la masa
molar o Peso Molecular de la sustancia.
m
n
M
Unidades de concentración químicas
1.- Molaridad (M): Corresponde a la cantidad de moles de soluto que hay disueltos en 1
litro de solución. Otra forma de definirlo es como un cuociente entre el número de moles
de soluto y el volumen de solución expresado en unidades de litros.
nsoluto
Molaridad 
Vsolución(L )
2.- Molalidad (m): Corresponde a la cantidad de moles de soluto que hay disueltos en 1
kilo de solvente. Otra forma de definirlo es como un cuociente entre el número de moles
de soluto y la masa de solvente expresado en unidades de kilos.

5. 5
nsoluto
Molalidad 
msolvente(kg )
3.- Fracción molar ( o X): Corresponde al cuociente que se establece entre los moles de
soluto y los moles totales (es decir, la suma de los moles de soluto y solvente).
Sea una solución formada por el soluto “a” y el solvente “b”. Entonces, la fracción molar
de “a” y “b” se expresa de la siguiente forma
na nb
a  b 
na  nb na  nb
Es interesante notar que a  b  1
4.- Partes por millón (ppm): Corresponde a la relación entre la masa de soluto
(expresado en milígramos) y el volumen de solución expresado en litros. Es decir, son los
miligramos de soluto que hay disueltos en 1 litro de solución.
msoluto(mg )
ppm 
Vsolución(L )
5.- Normalidad (N): Se define como la cantidad de soluto, expresado en Equivalentes,
presentes en 1 litro de solución o la cantidad de Equivalentes-gramo disueltos en un
volumen de solución, expresado en unidades de litros.
Por otro lado, un equivalente (Eq) se define como el cuociente entre la masa de soluto y
su peso equivalente (PEq). A su vez, el peso equivalente, es un cuociente entre el peso
molecular del soluto y un factor numérico, f, asociado con las características de ese
soluto, como por ejemplo: número de hidrógenos presentes en su fórmula molecular o
número de grupos .
OH, o si es un ion, la carga del mismo, o la cantidad de electrones que transfiere o
recibe, si es que este soluto participa en una reacción de óxido-reducción, etc.
Eq soluto
Normalidad 
Vsolución(L )
Por otro lado
msoluto
Eq soluto 
PEq soluto
Msoluto
Finalmente,
PEq soluto 
f
con f: factor numérico.

6. 6
Usando un mapa conceptual, podemos decir que
Solubilidad
Se define como la cantidad de soluto que a una temperatura dada se disuelve en
una determinada cantidad de disolvente (o solvente)
Soluciones insaturada, saturada y sobresaturada
Se dice que una solución es saturada si contiene la cantidad de soluto que
corresponde a su solubilidad.
Decimos que una solución es sobresaturada, si por algún procedimiento logramos que
permanezca disuelto más soluto que el que establece su solubilidad. Por ejemplo, al
enfriar una disolución saturada, lentamente y mantenerla en reposo, podemos obtener
una solución sobresaturada. Esta situación es inestable, ya que basta el menor
movimiento o agitación, para que precipite el exceso de soluto.
En las soluciones llamadas no saturadas o insaturadas, la cantidad de soluto disuelto
en menor a aquella correspondiente a la solubilidad de ese soluto.
Tipos de disoluciones
Si bien las disoluciones acuosas son las más comunes, están lejos de ser el único
tipo de disolución. Los disolventes pueden ser el agua o cualquier otro líquido. Los
solutos pueden ser sólidos, líquidos o gases. Los tipos más comunes de disoluciones son
un gas en un líquido, un líquido en un líquido y un sólido en un líquido
Como ejemplo, veamos la siguiente tabla.

7. 7
SOLUTO DISOLVENTE EJEMPLO
Bebidas carbonatadas
Gas Líquido (dióxido de carbono en
disolución acuosa)
Anticongelante en el
Líquido Líquido radiador de un automóvil
(etilenglicol en agua)
Empastes dentales
Líquido Sólido
(mercurio en plata)
Sólido Líquido Azúcar en agua
Sólido Sólido Bronce (zinc en cobre)
Factores que afectan la solubilidad y la velocidad de disolución
No todas las sustancias son solubles en las demás sustancias. Por ejemplo, el aceite y el
agua son inmiscibles. El aceite no es soluble en agua. Algunos solutos son más difíciles
de disolver que otros. Los factores que influyen en esta característica son:
1.- Factores que afectan la solubilidad (¿cuánto?) real de un soluto en un disolvente
2.- Factores que afectan la velocidad (¿con qué rapidez?) a la cual se disuelve un soluto
en un disolvente
La solubilidad real de un soluto en un disolvente depende de tres factores:
(1) Las propiedades del soluto y del disolvente.
(2) La temperatura.
(3) La presión
La velocidad a la cual se disuelve un soluto en un disolvente depende de tres factores:
(1) El tamaño de partícula del soluto.
(2) La velocidad de agitación
(3) La temperatura
Propiedades del soluto y del disolvente
Un factor importante que se relaciona con la solubilidad que presenta un soluto
en un disolvente determinado, se relaciona con sus características como compuesto.
El tipo de enlace químico que presenta una sustancia estará, en general, en relación
directa con su capacidad de ser disuelto o de actuar como disolvente.
El agua, es un compuesto polar; por lo tanto, disolverá sustancias que presenten dicha
característica, como por ejemplo, las sales. Este tipo de compuesto presenta uniones
químicas del tipo iónico, por lo que sus átomos constituyentes presentan carga positiva o
negativa, lo que favorecerá su disolución por parte del agua.
El tetracloruro de carbono (CCl4), es un compuesto no polar, por lo tanto, no puede
disolverse en agua. Este compuesto, al igual que el agua, presenta uniones de tipo
covalente.
La pregunta que surge aquí es, ¿por qué, si ambas sustancias presentan uniones
químicas del mismo tipo, una de ellas es polar y la otra no?
La respuesta a esta crucial pregunta, está relacionada a la disposición espacial de esos
enlaces. Es decir, la geometría de los compuestos covalentes se relacionará directamente
con su comportamiento como soluto y como disolvente.
Una frase que se usa con frecuencia para determinar solubilidades, es la siguiente:

8. 8
Lo semejante disuelve a lo semejante
Por lo tanto, los compuestos iónicos (polares) casi siempre son solubles en disolventes
polares y los compuestos covalentes (no polares o débilmente polares) se disuelven en
disolventes que no son polares.
Temperatura
La solubilidad de un gas en agua disminuye al aumentar la temperatura. Por
ejemplo, el oxígeno es soluble en agua en una proporción de 4.89 mL de oxígeno en 100
mL de agua a 0ºC; pero a 50ºC esta solubilidad se reduce a 2.46 mL en 100 mL de agua.
Por otro lado, la solubilidad de un sólido en un líquido, por lo general aumenta cuando la
temperatura se incrementa. Sin embargo, en algunos sólidos disueltos la tendencia es
opuesta.
Presión
Las disoluciones formadas sólo por líquidos y sólidos no se ven afectadas en forma
apreciable por la presión. Sin embargo, las disoluciones de gases en líquido sí tiene una
influencia apreciable de la presión.
Tamaño de partícula
Si se tiene una partícula más pequeña de soluto se tendrá
una mayor superficie expuesta al disolvente, por lo tanto, la
velocidad de disolución será mayor que partículas más grandes
del mismo soluto.
Ejemplo:
Supongamos que tenemos una partícula cúbica formada
por ocho cubos de arista a.

9. 9
Esto significa que el cubo grande tendrá arista 2a. Por otro lado, el área del cubo
de arista l, es
A = 6·l 2
Por lo tanto,
A  6  (2a)2  6  4a2  24a2
En cambio, si separamos este cubo grande en los ocho cubos más pequeños que lo
forman, tendremos una situación bastante diferente.
Ahora, cada cubo posee arista a y si calculamos el área
de uno de ellos, tendremos
A  6  (a)2  6  a2  6a2
Pero, esta vez tenemos ocho cubos iguales de área 6a 2,
luego
A Total  8  (6a2 )  48  a2
Es decir, el área de los ocho cubos es el doble del área del cubo más grande.
Velocidad de agitación
La agitación también puede incrementar la velocidad de disolución. La agitación
aumenta la velocidad del contacto entre las partículas de soluto no disueltas y las
moléculas del disolvente que aún no se unen a las partículas del soluto. Por eso
agitamos el café o el té una vez que le hemos añadido azúcar.
Temperatura
Suponiendo que una sustancia es soluble en otra, un incremento en la
temperatura da como resultado un aumento en la velocidad de disolución. Este aumento
de velocidad está relacionado con el incremento en la energía cinética del soluto, del
disolvente y de la disolución. Con una mayor energía cinética, las partículas del soluto se
separan con mayor facilidad unas de otras y las moléculas del disolvente pueden
interactuar con más frecuencia con las partículas del soluto. Por tanto, se incrementa la
velocidad de disolución.
Dilución de soluciones
Una práctica habitual en el laboratorio en la dilución de una solución de una
concentración conocida. Esto se hace, simplemente agregando más disolvente a la
solución original, hasta que la concentración (que será menor) se alcance.
Es importante recalcar que no hay cambio en la cantidad de soluto presente en la
disolución final, sino que el volumen de solución es, ahora, mayor.
Desde este punto de vista, dado que el soluto no cambia en cantidad, luego de la
dilución, los moles de ese soluto permanecen igual y sólo cambia la suma total, de soluto
y solvente.

10. 10
Por lo tanto, dado que la molaridad se define como
nsoluto
Molaridad 
Vsolución(L )
tendremos dos concentraciones molares: la inicial y aquella después de la dilución.
Indiquemos dichas concentraciones como M1 y M2. Por otro lado, los volúmenes de
ambas soluciones son distintos: hay un volumen inicial y otro final (después de la
dilución). Llamemos a estos volúmenes V1 y V2 (no olvidemos que se expresan en litros).
En cada uno de estos casos, la cantidad de moles de soluto es la misma. Eso nos
permite escribir
nsoluto
M1   nsoluto  M1  V1
V1
y
nsoluto
M2   nsoluto  M2  V2
V2
Por lo tanto,
M1  V1  M2  V2
Propiedades coligativas de las disoluciones
Las propiedades coligativas de las disoluciones son aquellas que dependen sólo
de la cantidad de partículas de soluto que están presentes en la disolución y no de las
características químicas de ellas. Vamos a asumir que el soluto tiene una buena
capacidad de disolución en el solvente y que además se trata de un soluto no volátil.
Existen cuatro propiedades coligativas. Ellas son:
1.- Aumento del punto de ebullición
2.- Disminución del punto de congelación
3.- Disminución de la presión de vapor
4.- Aumento de la Presión osmótica
Aumento del punto de ebullición
Sabemos que el punto de ebullición representa aquella temperatura en que la
sustancia en estado líquido pasa a estado gaseoso. Esto ocurre cuando la presión de
vapor del líquido iguala la presión atmosférica.
La presión de vapor de un líquido puro, corresponde a la presión que ejercen las
moléculas gaseosas, de la sustancia, en equilibrio con sus moléculas líquidas a una
determinada temperatura.
Es decir, a medida que las moléculas de la superficie del líquido van pasando a estado
gaseoso comienzan a ejercer presión en el espacio que queda dentro del recipiente.
Podemos apreciar esto en el siguiente diagrama.

11. 11
Al comparar el punto de ebullición de un líquido puro y del mismo líquido con un soluto
disuelto en él, se aprecia una diferencia de temperatura. La temperatura de ebullición, es
más alta en la solución que en el disolvente puro. El alza de temperatura se relaciona
directamente con la concentración del soluto presente. Esto se puede expresar
matemáticamente como
T  K e  m
donde ΔT es la diferencia de temperatura, entre la solución y el solvente puro; Ke,
corresponde a la constante ebulloscópica y m, es la concentración del soluto en unidades
molales.
Disminución del punto de congelación
Una situación similar se presenta con respecto al punto de congelación de la
solución respecto al solvente puro. En este caso, la solución presenta un punto de
congelación más bajo que el solvente puro. Este comportamiento también está asociado a
la concentración de soluto presente.
Podemos expresarlo de una manera parecida a la anterior.
T  Kc  m
donde ΔT es la diferencia de temperatura, entre la solución y el solvente puro; Kc,
corresponde a la constante crioscópica y m, es la concentración del soluto en unidades
molales.
Disminución de la presión de vapor
Otra de las variaciones que ocasiona agregar soluto a una solución, es que
produce un descenso en la presión de vapor de la solución comparada con el solvente
puro.

12. 12
La variación de la presión del vapor proveniente del líquido puro y del líquido que es
parte de la solución, se puede expresar matemáticamente del siguiente modo
P  soluto  Psolvente
o
donde Psolvente corresponde a la presión que ejerce el solvente cuando está puro. La
o
presión se puede expresar en milímetros de mercurio (mm de Hg) o en atmósferas (atm).
Se sabe que 1 atm = 760 mm de Hg. Además, soluto , es la fracción molar del soluto
presente en la disolución.
Aumento de la presión osmótica
Determinaciones experimentales y deducciones teóricas han llevado a la
conclusión de que el soluto de una solución ideal se comparte como un gas encerrado en
un recipiente, ejerciendo una presión sobre las paredes denominada presión osmótica,
y representada con la letra .
La presión osmótica resulta ser directamente proporcional al número de moles de
soluto disuelto y a la temperatura absoluta, e inversamente proporcional al volumen, con
una constante de proporcionalidad que tiene el mismo valor de la constante de los gases,
R.
De tal forma que
n R  T

V
en la que R = 0.082 atm·L·mol-1·K-1.
Si un soluto se encuentra en diferente concentración en dos puntos distintos de
una misma solución, se establecerá una diferencia de presiones osmóticas y como efecto
de ello una tendencia a la igualación de la concentración para que el sistema esté en
equilibrio.
Las propiedades osmóticas tienen enorme importancia en los procesos fisiológicos debido
a que muchas células poseen membranas de carácter semipermeable.

13. 13
En un recipiente que contiene un determinado solvente, se introduce una bolsa de un
material semipermeable, que contiene una solución formada por el mismo solvente y
cierto soluto. Al entrar en contacto, se va a producir una diferencia de presión osmótica
(A), que ocasionará que el solvente (que puede atravesar la pared), ingrese en cantidad
suficiente para garantizar el equilibrio entre las presiones osmótica que hay al interior y
exterior de la bolsa (B).