P disoluciones

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P disoluciones

  1. 1. 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) .45,3%;100. 580 20 %;100. )( )( % === NaOHNaOH disolucióngm NaOHgm NaOH b) Primeramente calculamos los moles que son los 20 g de soluto: .5,0; 2040 1 molesX g X g NaOHmol == ;89,0 56,0 5,0 ; )( )( m kg moles m disolventedekgm solutomoles m === 2.- ¿Qué cantidad de glucosa, C6H12O6 (Mm = 180 g/mol), se necesita para preparar 100 cm3 de disolución 0,2 molar? .02,0;1,0.2,0.; )( )( 61266126 ==== OHCmoleslMVMOHCmoles disolucióndelV solutomoles M .36; 02,0 180 cos1 gX X moles g aglumol == 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: .3,02,0.5,1.)(; )( )( 3 ==== lMVMHNOmoles disolucióndelV solutomoles M Ahora calculamos la masa en g correspondiente: .9,18 1 63 3,0 3HNOdeg mol g xmoles = Como el ácido comercial del que disponemos no es puro, sino del 96,73 % necesitaremos pesar: .54,19; 9,1873,96 100 comercialácidogX puroácidog X puroácidogcontienen comercialácidodelg == Como necesitamos averiguar el volumen en ml que hemos de coger, utilizamos la densidad del ácido comercial: .13 /5,1 54,19 )(; )( )( )/( ml mlg g mlV mlV gm mlgd === 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:
  2. 2. .)(96,6; 116 )(6 100 23 23 NOFegX X disolucióngEn NOFeghay disolucióngEn == 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: .05,05,0.1,0.)( moleslMVMHCln === Como ./5,36)( molgHClM m = Los 0,05 moles serán: .83,1 1 5,36 .05,0 HClg mol g moles = 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: .08,5; 83,136 100 puroHClgX puroHClg X puroHClgcontienen oconcentradHCldelg == Como se trata de un líquido del que conocemos su densidad, determinamos el volumen de esos 5,08 g: %.3627,4 /19,1 08,5 ; delHClml mlg g V m V === ρ 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. a) %.94,5100 8,513 5,30 100 )( )( % 4 === x g g x disolucióngmasa solutogmasa ClNHmasa b) .14,1 5,0 57,0 5,0 /5,53/5,30 )( M l moles l molgg disoluciónlvolumen solutomoles M ==== c) .18,1 483,0 57,0 )( m kg moles disolventekgmasa solutomoles m ===
  3. 3. d) Calculamos los moles de agua: .85,26 18 1 3,483)( 2 moles g mol xgOHn == ;02,0 85,2657,0 57,0 º º = + == totalesmolesn solutomolesn X S .98,0 85,2657,0 85,26 º º = + == totalesmolesn disolventemolesn X D 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) disoluciónlvolumen puroácidogmasa lg )( )( / = 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: ;1629 100 5,90 1800 puroácidogxg = ./1629 1 1629 / lg l g lg == b) ; )( º disoluciónlV solutomolesn M = Como conocemos los gramos de ácido puro que hay en 1l de disolución, únicamente tenemos que expresarlos en moles: ;62,16 98 1 1629 moles g mol xg = .62,16 1 62,16 M l moles M == c) ¼ de litro de disolución 0,2 M. son: ;05,0 4 1 .2,0º;.º moleslMmolesnVMmolesn === En gramos serán: .9,4 1 98 05,0 puroácidodeg mol g xmoles = La masa de ácido sulfúrico del 90,5 % será: .4,5 5,90 100 9,4 gxgm == El volumen que se ha de coger del ácido será: .3 /8,1 4,5 ; 3 3 cm cmg g V m V === ρ 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) %;11,11100 405 5 %;100 )( )( % = + == masax disoluciónmasa solutomasa masa b) ;67,3 04,0 /34/5 ; º º m kg molgg m disolventekgn solutomolesn m ===
  4. 4. c) Para calcular la molaridad necesitamos conocer el volumen de la disolución: ;66,41 /8,1 45 ; 3 3 cm cmg gm V V m ==== ρ ρ ;53,3 04136,0 /34/5 )( º M l molgg disoluciónlV solutomolesn M === 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: ;17 2 34 2 )( g ggmol gramoEq ===− ;11,7 04136,0 /17/5 ; )( )(º N l Eqgg N disoluciónlV solutoesequivalentn N === que es el doble que la molaridad. 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: .1095 ;1000./095,1;.; 33 gm cmcmgmVm V m = === ρρ Como es del 5%, de los 1095 g que tiene de masa 1 l, su 5% serán de HCl: .75,54 100 5 1095 puroHClgxgHClmasa == La molaridad será ;5,1 1 /5,36/75,54 )( º M l molgg disoluciónlV solutomolesn M === b) Para preparar 1 l de disolución 0,5 M mezclando volúmenes de los dos ácidos tenemos que tener presente que: HCl 5% 1,095g/ml A HCl 0,1 M B
  5. 5. 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: .5,05,0.11.º molesMMVmolesn === 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: .714714,0.286286,0;5,0)1(1,0.5,1 33 cmlVcmlVVV BAAA =====−+
  6. 6. 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: .5,05,0.11.º molesMMVmolesn === 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: .714714,0.286286,0;5,0)1(1,0.5,1 33 cmlVcmlVVV BAAA =====−+

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