SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

Química General 2009
SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS
1) Se requiere preparar 400 cm3 de una solución 10 %p/p de ácido clorhídrico, cuya densidad es 1,02
g/ml. Calcular:
a) ¿Cuál es la masa de soluto y de solvente necesaria?
b) ¿Cuál es la concentración en g de soluto / 100 g de solvente?
c) ¿Cuál es la molaridad de la solución?
d) ¿Cuál es la concentración en % m/v?
e) ¿Cuál es la molalidad?
10 % p/p, significa:
10 g HCl  100 g Sn  ( 100 g sn – 10 g sto ) = 90 g sv
a)
msn = Vsn x δsn
msn = 400 mL x 1,02 g/mL
msn = 408 g sn
10 g HCl
mHCl = 408 g sn x 
100 g sn
mHCl = 40,8 g HCl
90 g sv
msv = 408 g sn x 
100 g Sn
msv = 367,2 g sv
b)
100 g sv x 40,8 g HCl / 367,2 g sv = 11,11 g HCl
11,11 g HCl/100 g sv
c) Soluto = HCl
Masa molar = 1,01 + 35,45
Masa molar = 36,46 g
moles soluto
M (molaridad) = 
1 L solución
40,8 g HCl x 1 mol HCl / 36,45 g HCl = 1,12 moles HCl
1 L Sn x 1,12 moles HCl / 0,4 L Sn = 2,80 moles HCl
d) 100 ml sn x 40,8 g HCl / 400 mL sn = 10,2 g HCl
2,80 M
10,2 % m/v
e)
moles soluto
m (molalidad) = 
1 kg sv
1000 g sv x 1,12 moles HCl / 367,2 g sv = 3,05 moles HCl 3,05 m
2.- Una solución de ácido sulfúrico al 34 %p/p tiene una densidad de 1,25 g/mL. Calcular:
a) ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico tiene 1 litro de esa solución?
b) Molaridad.
c) Molalidad.
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a) 34 %p/p, significa 34 g de soluto (H2SO4)  100 g sn
masasn = Vsn x δsn = 1000 mLsn x 1,25 gsn/mLsn = 1250 g sn
1250 g sn x 34 g H2SO4 / 100 g sn = 425 g H2SO4
Respuesta: En 1L de solución hay 425 g de H2SO4
b) H2SO4
masa molar = 2 x 1,01 + 32,06 + 16 x 4 = 98,08 g
1,25 g sn
1000 mL
34 g H2SO4
1mol H2SO4
M =  ×  ×  × 
1 mL sn
1L
100 g sn
98,08 g H2SO4
M = 4,33 mol/L
Otra manera de resolver el ejercicio:
34 g H2SO4 x 1 mol H2SO4 / 98,08 g H2SO4 = 0,35 moles H2SO4
100 g sn x 1 mL sn / 1,25 g sn = 80 mL sn
Volumen = 0,08 L sn
1 L sn x 0,35 moles H2SO4 / 0,08 L sn = 4,37 moles H2SO4
⇒
4,37 M
c) 34 g H2SO4  100 g sn  (100 g sn – 34 g sto) = 66 g sv
( 0,347 moles H2SO4)
1000 g sv x 0,35 moles H2SO4 / 66 g sv = 5,30 moles H2SO4
⇒
5,30 m
3.- Una solución se preparó disolviendo 16 g de cloruro de calcio, en 72 g de agua, a misma tiene una
densidad de 1,180 g/mL a 20°C. Exprese la concentración en: a) % m/m b) % m/v c) M d) m
Datos:
Soluto = 16 g CaCl2
Solvente = 72 g H2O
δsn = 1,180 g/mL
T = 20°C
Masa molar CaCl2 = 110,98 g
a) % m/m significa gramos de soluto en 100 g de solución.
Masa de solución = masa soluto + masa solvente
Masa de solución = 16 g + 72 g
Masa de solución = 88 g
16 g CaCl2
% m/m =  × 100
88 g sn
% m/m = 18,18
b) % m/v significa gramos de soluto en 100 mL de solución.
Recordar: δ = masa / Volumen
Volumen de solución = masa de solución × (δsn)-1
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1 mL sn
Volumen de solución = 88 g sn × 
1,180 g sn
Volumen de solución = 74,58 mL
16 g CaCl2
% m/v =  × 100
74,58 mL sn
% m/v = 21,45
d) M (molaridad) = moles sto / 1L sn
1 mol CaCl2
1,180 g sn
1000 mL sn
16 g CaCl2
 ×  ×  ×  =1,93 mol L-1
1 mL sn
1 L sn
88 g sn
110,98 g CaCl2
4.- 240 mL de una solución contiene 8,64 g de glucosa (C6H12O6), siendo la densidad 1,05 g/mL. Calcular
su concentración en: a) % p/p b) % p/v c) Molaridad
a) % p/p, significa gramos de soluto en 100 g de solución.
Masasn = Vsn × δsn
Masasn = 240 mL × 1,05 g/mL
Masasn = 252 gsn
8,64g C6H12O6
% p/p =  × 100
252 g sn
% p/p = 3,43
b) % m/v significa: gramos de soluto cada 100 mL de solución.
8,64g C6H12O6
% m/v =  × 100
240 mL sn
% m/v = 3,6
c) M (molaridad) = moles sto / 1L sn
Masa molar de glucosa (C6H12O6) = 6 × 12,01 + 12 × 1,01 + 6 × 16
Masa molar de glucosa (C6H12O6) = 180,07 g
Utilizando el dato calculado de % p/p
1,05 g sn
1000 mL sn
3,43 g C6H12O6
1 mol C6H12O6
 ×  ×  ×  = 0,2 mol L-1
1 mL sn
1 L sn
100 gsn
180,07 g C6H12O6
Utilizando g de sto y g de sn.
1,05 g sn
1000 mL sn
8,64 g C6H12O6
1 mol C6H12O6
 ×  ×  ×  = 0,2 mol L-1
1 mL sn
1 L sn
252 gsn
180,07 g C6H12O6
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5.- A 25 mL de una solución 0,886 M de KNO3 se le agrega agua destilada hasta que el volumen final de
la solución es de 500 mL. ¿Cuál es la concentración final de esta solución?
Al leer el enunciado los volúmenes no se deben sumar, ya que indica que se agrego agua destilada hasta
volumen final de 500 mL.
V1 = 25 mL
C1 = 0,886 M
V2 = 500 mL
C2 = ???
C1 × V1 = C2 × V2
25 mL × 0,886 M = C2 × 500 mL
Despejando y simplificando las unidades:
C2 = 0,0443 M
6.- Se disuelven 5 g de urea (CO(NH2)2) en 125 g de agua. Hallar el punto de congelación de la
disolución. KcH2O = 1,86 °C/m
Soluto = urea (CO(NH2)2)
Masa molar = 12,01 + 16 + 2 × (14 + 2×1,01) = 60,05 g
Solvente = agua
Primero calculo la concentración molal de la solución:
Utilizando regla de tres:
5 g urea × ( 1 mol / 60,05 g urea ) = 0,08 moles de urea
125 g agua  0,08 moles de urea
1000 g agua  X = 0,64 moles de urea ⇒
murea = 0,64 m
Utilizando factor unitario:
5 g urea
1 mol urea
1000 g agua
m =  ×  × 
125 g agua
60,05 g urea
1 kg agua
m = 0,67 mol urea/kg agua
∆Tc = Kc × m
∆Tc = 1,86 °C Kg/mol × 0,67 moles/Kg
∆Tc = 1,19 °C
∆Tc = Tcsvte puro - Tcsolución
Tcsvte puroH20 = 0 °C
Tcsolución = Tcsvte puro - ∆Tc
Tcsolución = 0 °C - 1,19 °C
Tcsolución = -1,19 °C
7.- Se disuelven 2,25 g de naftaleno en 200 g de benceno. Sabiendo que la solución congela a 4,95 °C,
determinar el peso molecular del naftaleno.
Datos :
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Teb (°C)
Keb (°C/m)
Kc (°C/m)
Tf (°C)
Benceno
80,2
2,53
5,12
5,40
Agua
100
0,512
1,86
0,00
Como el solvente es el benceno, utilizamos los datos del benceno
∆Tc = Tcsvpuro - Tcsn
∆Tc = 5,40 °C - 4,95 °C = 0,45 °C
∆Tc = Kc × m
m = ∆Tc / Kc = 0,45 °C / 5,12 (°C/m) = 0,088 m
m = N° moles sto / X Kg sv
N° moles sto = m × X Kg sv
N° moles sto = 0,088 m × 0,2 Kg Benceno = 0,0176 moles Naftaleno
N° moles = masa/PM despejando
PM = masa / N° moles = 2,25 g / 0,0176 moles
PM = 128 g/mol
8.- ¿A qué temperatura se congelará una disolución de una sustancia de peso molecular 270, si se han
disuelto 0,4 g de la misma en 70 g de benceno?
N° moles = masa / PM
N° moles =0,4 g / 270 (g/mol)
N° moles = 1,48 × 10-3 moles
Calculo de molalidad
1000 g Benceno × 1,48 x 10-3 moles / 70 g Benceno = 0,02 moles ⇒ 0,02 m
∆Tc = Kc × m
∆Tc = 5,12 (°C/m) × 0,02 m
∆Tc = 0,10 °C
∆Tc = Tcsvpuro – Tcsn despejando
Tcsn = Tcsvpuro - ∆Tc
Tcsn = 5,40 °C – 0,10 °C
Tcsn = 5,30 °C
9.- Al disolver 10,84 g de cloruro mercúrico en 1000 g de agua, el punto de congelación de la solución es
–0,0744 °C. Determinar si está la sal disociada en sus iones en dicha solución.
Calculamos el descenso del punto de congelación y la molalidad de la solución:
∆Tc = Tcsv puro - Tcsn
∆Tc = 0 °C - (- 0,0744 °C)
∆Tc = 0,0744 °C
HgCl2
PM = 200,59 + 2 × 35,45 = 271,49
10,84 g sto × 1 mol sto / 271,49 g sto = 0,04 moles sto ⇒ 0,04 m
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∆Tc = Kc × m × i
i : Coeficiente de Van’t Hoff
Despejando i obtenemos:
i = ∆Tc / ( Kc × m )
i = 0,0744 °C / ( 1,86 °C/m × 0,04 m )
i= 1
Rta : La sal no está disociada en sus iones en dicha solución.
10.- La masa molar de un soluto es 180 g. Calcular el punto de ebullición de una solución acuosa que
contiene 20 g de soluto y 500 g de agua. Kc = 1,86 ° / m. Kb = 0,512 ° / m
El problema nos indica que tenemos 20 g de soluto en 500 g de agua (solvente)
Para aplicar las fórmulas para calcular el punto de ebullición de la solución, se debe conocer:
Temperatura de ebullición del solvente puro (Tb°)
Constante ebulloscopica del solvente (Kb)
La molalidad de la solución (m = moles de soluto / kg de solvente)
Fórmulas:
∆Tb = Tb - Tbº
∆Tb = Kb × m
Calculamos la molalidad:
moles sto
20 g sto
1000 g
1 mol sto
 =  ×  × 
1 kg sv
500 g sv
1 kg
180 g sto
m = 0,22 mol sto / 1 kg sv
Datos:
Tb° = 100 ° C
Kb = 0,512 ° /m
molalidad de la solución = 0,22 m
Reemplazando en la ecuación
∆Tb = Kb × m
∆Tb = 0,512 ° / m × 0,22 m
∆Tb = 0,11 °C
Una vez calculada la variación de temperatura utilizamos la siguiente fórmula para calcular la
temperatura de ebullición de la solución:
∆Tb = Tb - Tbº
0,11 ° C = Tb - 100
Tb = 0,11 °C + 100 °C
Tb = 100,11 °C
Respuesta: la temperatura de ebullición de la solución es 100,11°C