Disoluciones - Departamento de Física y Química

Departamento de Física y Química
Universidad Laboral
EJERCICIOS RESUELTOS
DISOLUCIONES
1.- Se disuelven 20 = g de NaOH en 560 g de agua. Calcula a) la concentración de la disolución en %
en masa y b) su molalidad.
Ar(Na) 23. Ar(O)=16. Ar(H)=1.
a) % NaOH 
m( g ) NaOH
20
.100; % NaOH 
.100; % NaOH  3,45.
m( g )disolución
580
b) Primeramente calculamos los moles que son los 20 g de soluto:
1 m ol NaOH
X

; X  0,5 m oles.
40 g
20 g
m
0,5 m oles
m oles( soluto)
; m
 0,89 m;
m(kg) de disolvente
0,56 kg
2.- ¿Qué cantidad de glucosa, C6H12O6 (Mm = 180 g/mol), se necesita para preparar 100 cm3 de
disolución 0,2 molar?
M
m oles( soluto)
; m olesC6 H12 O6  M .V  0,2M .0,1l;
V (l ) de disolución
m olesC6 H12 O6  0,02.
1 m ol glu cos a 0,02 m oles

; X  36 g.
180 g
X
3.- Se dispone de un ácido nítrico comercial concentrado al 96,73 % en peso y densidad 1,5 g/ml.
¿Cuántos ml del ácido concentrado serán necesarios para preparar 0,2 l. de disolución 1,5 M de dicho
ácido? Mm (HNO3) = 63g/mol.
Primeramente calcularemos los moles de ácido puro que necesitamos:
M
m oles( soluto)
; m oles( HNO3 )  M .V  1,5M .0,2l  0,3.
V (l ) de disolución
Ahora calculamos la masa en g correspondiente:
63 g
 18,9 g de HNO 3 .
1mol
Como el ácido comercial del que disponemos no es puro, sino del 96,73 % necesitaremos pesar:
0,3moles x
100g del ácido com ercial
X

; X  19,54g ácido com ercial.
contienen96,73g ácido puro 18,9 g ácido puro
Como necesitamos averiguar el volumen en ml que hemos de coger, utilizamos la densidad del ácido
comercial:
m( g )
19,54g
d ( g / m l) 
; V (m l) 
 13m l.
V (m l)
1,5 g / m l
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4.- Calcula la masa de nitrato de hierro (II), Fe(NO3)2, que hay en 100 ml de disolución acuosa al 6 %.
Densidad de la disolución 1,16 g/ml.
De la densidad sabemos que los 100 ml de disolución tienen de masa 116 g. Como es al 6 %, la masa
de soluto existente será:
En 100g disolución En 116g disolución

; X  6,96g Fe( NO3 ) 2 .
hay 6 g Fe( NO3 ) 2
X
5.- Indica de qué modo prepararías ½ l de disolución 0,1 M de HCl si disponemos de un HCl
concentrado del 36 % y densidad 1,19 g/ml.
Calculamos la masa de HCl que necesitamos. Para ello, utilizando el concepto de molaridad,
averiguamos primeramente los moles de HCl que va a tener la disolución que queremos preparar:
n( HCl)  M .V  0,1M .0,5l  0,05moles.
Como M m ( HCl)  36,5g / mol. Los 0,05 moles serán: 0,05moles .
36,5 g
 1,83 g HCl .
1mol
Esa masa de HCl la tenemos que coger del HCl concentrado del que se dispone (36 % y densidad 1,19
g/ml.). Al no ser puro, sino del 36 % tendremos que coger más cantidad de gramos:
100g del HCl concentrado
X

; X  5,08g HCl puro.
contienen36g HCl puro 1,83g HCl puro
Como se trata de un líquido del que conocemos su densidad, determinamos el volumen de esos 5,08 g:
V
m

; V
5,08g
 4,27 m l HCl del 36%.
1,19g / m l
Preparación: En un matraz aforado de ½ l que contenga algo de agua destilada, se introducen 4,27 ml
del HCl concentrado del 36 %, utilizando una pipeta. No absorber el ácido con la boca porque es
tóxico.
Se agita con cuidado el matraz hasta que se disuelva el soluto.
Se añade agua destilada al matraz hasta alcanzar exactamente la señal de 500 ml.
6.- Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro amónico (NH4Cl) hasta obtener 0,5 l de disolución.
Sabiendo que la densidad de la misma es 1027 kg/m3, calcula:
a) La concentración de la misma en porcentaje en masa.
b) La molaridad.
c) La molalidad.
d) Las fracciones molares del soluto y del disolvente.
Mm(NH4Cl)=53,5g/mol.
Primeramente 1027kg/m3 = 1,027 g/cm3. Luego la masa de 1 l de disolución será de 1027 g y la de
medio litro 513,8 g. De ellos 30,5 g son de soluto (cloruro amónico) y el resto 483,3 g son de agua.
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m asa( g ) soluto
30,5 g
x100 
x100  5,94%.
m asa( g )disolución
513,8 g
m oles soluto
30,5 g / 53,5 g / m ol 0,57m oles
b) M 


 1,14M .
volum en(l )disolución
0,5l
0,5l
m oles soluto
0,57m oles
c) m 

 1,18m.
m asa(kg)disolvente 0,483kg
1m ol
d) Calculamos los moles de agua: n( H 2 O)  483,3g x
 26,85m oles.
18g
a) %m asa NH 4 Cl 
XS 
nº m oles soluto
0,57

 0,02;
nº m olestotales 0,57  26,85
XD 
nº m oles disolvente
26,85

 0,98.
nº m olestotales
0,57  26,85
7.- Un ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,8 g/ml tiene una pureza del 90,5 %.Calcula;
a) Su concentración en g/l.
b) Su molaridad.
c) El volumen necesario para preparar ¼ de litro de disolución 0,2 M.
Mm(H2SO4)=98g/mol.
a) g / l 
m asa( g )ácido puro
volum en(l )disolución
SUPONEMOS que tomamos 1 l de ácido (1000 ml) luego su masa será de 1800 g, de los cuales el
90,5 % son de ácido puro:
90,5
1629 g
 1629 g ácido puro ; g / l 
 1629 g / l.
100
1l
nº m oles soluto
;
b) M 
V (l )disolución
Como conocemos los gramos de ácido puro que hay en 1l de disolución, únicamente tenemos que
expresarlos en moles:
16,62 moles
1m ol
 16,62 M .
1629g x
 16,62m oles; M 
1l
98g
1
c) ¼ de litro de disolución 0,2 M. son: nº moles  M .V ; nº moles  0,2M . l  0,05 moles ;
4
98 g
 4,9 g de ácido puro .
En gramos serán: 0,05moles x
1mol
100
 5,4 g.
La masa de ácido sulfúrico del 90,5 % será: m  4,9 g x
90,5
1800 g x
El volumen que se ha de coger del ácido será: V 
m

; V
5,4 g
 3 cm3 .
3
1,8 g / cm
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8.- En 40 g de agua se disuelven 5 g de ácido sulfhídrico, Mm (H2S)=34 g/mol. La densidad de la
disolución formada es 1,08 g/cm3. Calcula: a) el porcentaje en masa; b) la molalidad; c) la molaridad y
d) la normalidad de la disolución.
a) %m asa 
b) m 
m asa( soluto)
5
x100; %m asa 
100  11,11%;
m asa(disolución)
5  40
nº m oles soluto
5 g / 34g / m ol
; m
 3,67 m;
nº kg disolvente
0,04kg
c) Para calcular la molaridad necesitamos conocer el volumen de la disolución:

m
m
45g
; V 
 41,66 cm3 ;
3
V
 1,8 g / cm
M
nº m oles soluto 5g / 34g / m ol

 3,53 M ;
V (l )disolución
0,04136l
d) Para calcular la normalidad necesitamos conocer el número de equivalentes:
Como es un ácido diprótico (lleva dos hidrógenos la molécula) el Eq- gramo es la mitad del mol:
Eq  gramo 
N
mol ( g ) 34 g

 17 g ;
2
2
nº equivalentes( soluto)
5g / 17g / Eq
;N
 7,11 N ; que es el doble que la molaridad.
V (l )disolución
0,04136l
9.-Se desea preparar 1 l de disolución de HCl 0,5 M. Para ello se dispone de las disoluciones A y B.
Calcular la M de la disolución A y el volumen necesario que hay que tomar de cada disolución para
obtener la disolución deseada:
a) Para calcular la M de la disolución A, partimos de 1 l y averiguamos su masa:
m
  ; m   .V ; m  1,095g / cm3 .1000cm3 ;
V
m  1095g.
Como es del 5%, de los 1095 g que tiene de
HCl
masa 1 l, su 5% serán de HCl:
5%
5
1,095g/ml
masa HCl  1095 g x
 54,75 g HCl puro.
100
A
La molaridad será
M
nº m oles soluto 54,75g / 36,5 g / m ol

 1,5 M ;
V (l )disolución
1l
HCl
0,1 M
B
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b) Para preparar 1 l de disolución 0,5 M mezclando volúmenes de los dos ácidos tenemos que tener
presente que:
1º) Que el número de moles que habrá de cogerse entre la disolución A y la B ha de ser los que ha de
tener la disolución que se va a preparar: nº moles  V .M  1 1.0,5M  0,5moles.
2º) Que la suma de los volúmenes de las dos disoluciones ha de se 1 l.
Al volumen que tomemos de la disolución A le llamamos VA y al de la disolución B VB, de manera
que VB =1-VA
Planteamos la ecuación con los moles de manera que la suma de los que tomamos de la disolución A
más los que tomamos de la disolución B sea igual a 0,5:
1,5.VA  0,1(1  VA )  0,5; VA  0,286 l  286 cm3 .
VB  0,714 l  714 cm3 .
10.- Calcula la presión de vapor de la disolución obtenida al mezclar 500 cm3 de agua y 100 g de
azúcar (C12H22O11, sacarosa). La Pv del agua a la temperatura de la mezcla es de 55,3 mm Hg.
Mm(H2O)=18g/mol. Mm(C12H22O11)=342g/mol.
Según la ley de Raoult, la presión de vapor de la disolución será inferior a 55,3 mm Hg.
P  P0  P  X S .P0 ; Necesitamos averiguar el valor de la fracción molar del soluto:
nº m oles soluto
100g / 342g / m ol
XS 

 0,01033.
nº m olestotales 100g / 342g / m ol  500g / 18g / m ol
P  P0  P  X S .P0 ;
55,3mmHg P  0,01033.55,3mmHg;
P  54,73mmHg.
11.-Calcula la masa molecular de un azúcar sabiendo que si se disuelven 87,3 g de este azúcar en
medio litro de agua, la disolución se congela a -1,8ºC.
agua  1000Kg / m3 K C (agua)  1,86º C.kg / mol
Debemos utilizar la expresión que nos indica el descenso crioscópico que se produce en un líquido
cuando con él se prepara una disolución; t  K C .m
m
; m  0,5kg.
Utilizando la densidad del agua:  agua  1000Kg / m 3 
0,0005m 3
n
t  K C .m; 0º C  (1,8º C )  1,86º C.kg / m ol. S ; nS  0,484 m oles azúcar;
0,5kg
Ahora establecemos una proporción con el concepto de mol:
0,484m oles 1m ol

; X  180g ; luego la masa molecular del azúcar será 180 g/mol.
son 87,3g
X
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12.-Calcula la masa molecular de una enzima si 0,1 g de la misma disuelto en 20 ml de benceno
(C6H6) produce una presión osmótica de 2,65 mm Hg, a 25ºC. (Supón que el volumen de la disolución
sigue siendo 20 ml).
Utilizando la ecuación de la presión osmótica:  .V  n.R.T ; calculamos el número de moles:
2,65m m Hg
atm.l
.0,02 l  n.0,082
298K ; n  2,857.106 m ol.
760m m Hg/ 1atm
K .m ol
Ahora establecemos una proporción con el concepto de mol:
2,857.106 moles 1mol

; X  35.000g; luego la masa molecular de la enzima será 35000 g/mol.
son 0,1g
X
13.- Calcula la disminución de la presión de vapor, la disminución del punto de congelación y el
ascenso ebulloscópico de la disolución de la enzima del ejercicio anterior.
PV del bencenoa 25º C  94,5m m Hg;
densidad del bencenoa 25º C  0,88g / cm3 ;
K C benceno 5,12º C.kg / m ol;
K e benceno 2,53º C.kg / m ol.
Primeramente calculamos la masa de benceno y los moles que son:
m  .V ; m  0,88g / cm3 .20cm3  17,6g; Teniendo en cuenta que la Mm del benceno son 78 g/mol:
17,6 g.
1m ol
 0,226m oles.
78g
P  P0 X S 94,5m m Hg.
2,857.106
 0,0012m m Hg.
2,857.106  0,226
2,857.106 m oles
t C  K C .m  5,12º C.kg / m ol.
 0,00083º C.
0,0176kg
t e  K e .m  2,53º C.kg / mol.
2,857.106 moles
 0,00041º C.
0,0176kg