Problemas baborin

1. Disoluciones: Densidad y concentración. Baborin
1. Calcular la cantidad de sosa cáustica y de agua que se necesitan para preparar 5 litros de
una disolución al 20 %, cuya densidad es 1,219 g/cm3
. ¿Cuál es la normalidad de esta
disolución?
𝟓 𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟏,𝟐𝟏𝟗 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟐𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟏𝟐𝟏𝟗 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟓 𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟏,𝟐𝟏𝟗 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟖𝟎 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟒𝟖𝟕𝟔 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟐𝟏𝟗 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟒𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯
∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟏 𝒎𝒐𝒎𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯
= 𝟑𝟎,𝟒𝟕𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝑵𝒐𝒓𝒎𝒂𝒍𝒊𝒕𝒂𝒕 =
𝟑𝟎,𝟒𝟕𝟓
𝟓 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔
= 𝟔,𝟎𝟗𝟓 𝑵
2. Se disuelva una cierta cantidad de cloruro de magnesio hidratado, MgCl2.6 H20, en un
peso igual de agua. Calcular la concentración de la disolución en tanto por ciento de sal
anhidra.
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒔𝒂𝒍 ∗
𝟗𝟓,𝟐 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂
𝟐𝟎𝟑,𝟐𝟐 𝒈 𝒔𝒂𝒍
= 𝟒𝟔,𝟖𝟓 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂
𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = (𝟏𝟎𝟎 − 𝟒𝟔,𝟖) + 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟓𝟑,𝟏𝟓 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
% 𝑴𝒈𝑪𝒍𝟐 =
𝟒𝟔,𝟖𝟓 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂
𝟐𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟑,𝟒𝟐 %
3. Una disolución de carbonato de sodio de densidad 1,105 g/cm3
contiene 10,22 % de
carbonato anhidro. Calcular el volumen de la misma que podrá dar lugar por
evaporación a 100 g del carbonato hidratado, Na2CO3.10 H2O.
𝟏𝟎𝟎𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏𝟎𝟔 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
𝟐𝟖𝟔,𝟎𝟎 𝒈
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏𝟎,𝟐𝟐 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
∗
𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏,𝟏𝟎𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟑𝟐𝟖,𝟐 𝒄𝒎𝟑
4. Calcular el peso de sulfato de magnesio heptahidratado, MgSO4.7 H2O, que debe
añadirse a 1000 gramos de agua para obtener una disolución al 15 % en sulfato anhidro.
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒙 𝒈 𝑴𝒈𝑺𝑶𝟒.𝟕 𝑯𝟐𝑶
𝒙 𝒈 𝑴𝒈𝑺𝑶𝟒.𝟕 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏𝟐𝟎,𝟑𝟖𝟔 𝒈 𝑴𝒈𝑺𝑶𝟒
𝟐𝟒𝟔,𝟑𝟖𝟔 𝒈 𝑴𝒈𝑺𝑶𝟒.𝟕𝑯𝟐𝑶
= 𝟎,𝟒𝟖𝟗 𝒙 𝒈 𝑴𝒈𝑺𝑶𝟒
𝒈 𝑯𝟐𝑶 = 𝒙 − 𝟎, 𝟒𝟖𝟗 𝒙 = 𝟎, 𝟓𝟏𝟏 𝒙 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟓 =
𝟎,𝟒𝟖𝟗 𝒙
𝟏𝟎𝟎𝟎+𝒙
∗ 𝟏𝟎𝟎 ; 𝟏𝟓𝟎 + 𝟎,𝟏𝟓𝟎 𝒙 = 𝟎,𝟒𝟖𝟗 𝒙
𝒙 =
𝟏𝟓𝟎
(𝟎,𝟒𝟖𝟗−𝟎,𝟏𝟓𝟎)
= 𝟒𝟒𝟐,𝟓 𝒈 𝑴𝒈𝑺𝑶𝟒.𝟕 𝑯𝟐𝑶
5. Calcular las cantidades de carbonato de sodio hidratado, Na2CO3.10 H20 y de agua que se
necesitan para preparar 12 litros de disolución al 13,90 % de carbonato anhidro, y de
densidad igual a 1,145 g/cm3
. ¿Cuál es la normalidad de esta disolución?
𝟏𝟐 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 ∗
𝟏𝟏𝟒𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
∗
𝟏𝟑,𝟗𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟐𝟖𝟓,𝟗𝟗𝟐 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎 𝑯𝟐𝑶
𝟏𝟎𝟓,𝟗𝟗𝟐 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
=
𝟓𝟏𝟓𝟑 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎 𝑯𝟐𝑶
𝟏𝟐 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 ∗
𝟏𝟏𝟒𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
= 𝟏𝟑𝟕𝟒𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟏𝟑𝟕𝟒𝟎 − 𝟓𝟏𝟓𝟑 = 𝟖𝟓𝟗𝟕 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟑,𝟗𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟓,𝟗𝟗𝟐 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
∗
𝟏𝟏𝟒𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝑳
= 𝟑 𝑵
Hemos tomado 1 mol 2 equivalentes, para reacciones ácido-base.

2. 6. Calcular el volumen de disolución al 12 % en peso de CuSO4 que podrá prepararse con 1
kg de sulfato de cobre (II) cristalizado, CuSO4. 5 H2O. La densidad de la disolución es
1,131 g/cm3
.
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒 .𝟓 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏𝟓𝟗,𝟔𝟎𝟔 𝒈𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒
𝟐𝟒𝟗,𝟔𝟎𝟔 𝒈𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒 .𝟓 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏𝟐 𝒈𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏𝟏𝟑𝟏 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
=
𝟒,𝟕𝟏𝟏 𝑳 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
7. Se tiene un ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,827 g/cm3
y 92,77 % en peso de
H2SO4. Calcular cómo hay que diluir este ácido, en volumen y en peso, para obtener un
ácido sulfúrico que contenga 1 g de H2SO4 por 1 cm3
de disolución. El ácido resultante
tiene una densidad de 1,549 g/cm3
.
Partimos de 100 g de disolución concentrada, son 92,77 g H2SO4. Hemos de añadir x g de
agua:
𝟏 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏 𝒄𝒎𝟑𝒅𝒊𝒔𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
=
𝟗𝟐,𝟕𝟕 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
(𝟏𝟎𝟎+𝒙)𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏∗
𝟏 𝒄𝒎𝟑𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏,𝟓𝟒𝟗 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
Obtenemos:
𝒙 = 𝟒𝟑,𝟕 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒂 𝒂ñ𝒂𝒅𝒊𝒓 𝒂 𝒍𝒐𝒔 𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏.
Si partimos de 100 g de disolución inicial, tenemos 143,7 g de disolución final.
𝟏𝟒𝟑,𝟕 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 ∗
𝟏 𝒄𝒎𝟑𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
𝟏,𝟓𝟒𝟗 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
= 𝟏𝟐𝟕,𝟎𝟔 𝒄𝒎𝟑
𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
Los 100 g de disolución inicial ocupaban:
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 ∗
𝟏 𝒄𝒎𝟑
𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ñó𝒏 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
𝟏,𝟖𝟐𝟕 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟓𝟒,𝟕𝟒 𝒄𝒎𝟑
𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍𝒆𝒔
Hemos de diluir cada 100 g iniciales, 54, 74 cm3
, hasta tener 127,06 cm3
.Si partimos de 1
Litro inicial:
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 ∗
𝟏𝟖𝟐𝟕 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝑳
∗
𝟗𝟐,𝟕𝟕 𝒈 𝒔𝒖𝒍𝒇ú𝒓𝒊𝒄𝒐
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒐𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟏 𝒄𝒎𝟑 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍
𝟏 𝒈 𝒔𝒖𝒍𝒇ú𝒓𝒊𝒄𝒐
=
𝟏𝟔𝟗𝟓 𝒄𝒎𝟑
𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍𝒆𝒔
8. Un ácido sulfúrico de 50º
Bé contiene 62,18 % de H2SO4. Hallar la normalidad de este
ácido.
𝒏 = 𝟏𝟒𝟓 −
𝟏𝟒𝟓
𝝆
; 𝝆 =
𝟏𝟒𝟓
𝟏𝟒𝟓−𝒏
=
𝟏𝟒𝟓
𝟏𝟒𝟓−𝟓𝟎
= 𝟏,𝟓𝟐𝟔 𝒈/𝒄𝒎𝟑
𝟔𝟐,𝟏𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟏𝟓𝟐𝟔 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝑳 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟗𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
= 𝟏𝟗,𝟑𝟔 𝑵
9. Hallar la normalidad y la molalidad de una disolución de 80º Bé, que contiene 17,19 % en
peso de NH3.
𝒏 =
𝟏𝟒𝟎
𝝆
− 𝟏𝟑𝟎 ; 𝝆 =
𝟏𝟒𝟎
𝟏𝟑𝟎+𝒏
=
𝟏𝟒𝟎
𝟏𝟑𝟎+𝟐𝟎
= 𝟎, 𝟗𝟑𝟑 𝒈/𝒄𝒎𝟑
𝟏𝟕,𝟏𝟗 𝒈 𝑵𝑯𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
𝟏𝟕 𝒈 𝑵𝑯𝟑
∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
∗
𝟗𝟑𝟑 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝑳 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟗,𝟒𝟑 𝑵
𝟏𝟕,𝟏𝟗 𝒈 𝑵𝑯𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
𝟏𝟕 𝒈 𝑵𝑯𝟑
= 𝟏, 𝟎𝟏𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟏𝟎𝟎 − 𝟏𝟕,𝟏𝟗 = 𝟖𝟐,𝟖𝟏 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎 =
𝟏,𝟎𝟏𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝟎,𝟎𝟖𝟐𝟖𝟏 𝑲𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟏𝟐, 𝟐 𝒎
10. Se disuelven en 600 g de agua 200 litros de cloruro de hidrógeno medidos a 15º C y 768
mm. La disolución que resulta es de 21,8º Bé. Calcular la concentración de este ácido en
gramos HCl por ciento y su molaridad.
𝝆 =
𝟏𝟒𝟓
𝟏𝟒𝟓−𝒏
=
𝟏𝟒𝟓
𝟏𝟒𝟓−𝟐𝟏,𝟖
= 𝟏,𝟏𝟕𝟕
𝒈
𝒄𝒎𝟑
𝒏 =
𝑷∗𝑽
𝑹∗𝑻
=
𝟕𝟔𝟖
𝟕𝟔𝟎
∗𝟐𝟎𝟎𝑳
𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟏𝟓+𝟏𝟓)
= 𝟖, 𝟓𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔

3. 𝟖,𝟓𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝑪𝒍 ∗
𝟑𝟔,𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍
= 𝟑𝟏𝟐,𝟎𝟕𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍
𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 𝟑𝟏𝟐,𝟎𝟕𝟓 + 𝟔𝟎𝟎 = 𝟗𝟏𝟐,𝟎𝟕𝟓 𝒈
% 𝑯𝑪𝒍 =
𝟑𝟏𝟐,𝟎𝟕𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍
𝟗𝟏𝟐,𝟎𝟕𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟒,𝟐𝟏 %
𝟗𝟏𝟐,𝟎𝟕𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 ∗
𝟏 𝑳
𝟏,𝟏𝟕𝟕 𝒈
= 𝟎, 𝟕𝟕𝟓 𝑳
𝑴 =
𝟖,𝟓𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝟎,𝟕𝟕𝟓 𝑳
= 𝟏𝟏,𝟎 𝑴
11. Se mezcla 1 litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/cm3
y 62,70 % con 1 litro de ácido
nítrico de densidad 1,130 g/ cm3
y 22,38 %. Hallar:
a) La concentración del ácido resultante en tanto por ciento.
b) El volumen de ácido que se forma.
c) La molaridad.
La densidad del ácido formado es igual a 1,276 g/ cm3
.
a) 𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐 ∗
𝟏𝟑𝟖𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
∗
𝟔𝟐,𝟕𝟎 𝒈 𝑯𝑵𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟖𝟔𝟓,𝟐𝟔 𝒈 𝑯𝑵𝑶𝟑
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐 ∗
𝟏𝟏𝟑𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
∗
𝟐𝟐,𝟑𝟖 𝒈 𝑯𝑵𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟐𝟓𝟐,𝟖𝟗 𝒈 𝑯𝑵𝑶𝟑
% =
(𝟖𝟔𝟓,𝟐𝟔+𝟐𝟓𝟐,𝟖𝟗)𝒈𝑯𝑵𝑶𝟑
(𝟏𝟑𝟖𝟎+𝟏𝟏𝟑𝟎)𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟒,𝟓𝟓 %
b) (𝟏𝟑𝟖𝟎 + 𝟏𝟏𝟑𝟎)𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 ∗
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏𝟐𝟕𝟔 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟏, 𝟗𝟔𝟕 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔
c) (𝟖𝟔𝟓,𝟐𝟔 + 𝟐𝟓𝟐, 𝟖𝟗)𝒈𝑯𝑵𝑶𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑵𝑶𝟑
𝟔𝟑 𝒈 𝑯𝑵𝑶𝟑
= 𝟏𝟕, 𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝑵𝑶𝟑
𝑴 =
𝟏𝟕,𝟔𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏,𝟗𝟔𝟕 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔
= 𝟗, 𝟎𝟐 𝑴
12. ¿Qué cantidad de agua hay que evaporar de una tonelada de ácido sulfúrico de densidad
1,260 g/ cm3
y 35,03 % para obtener un ácido de densidad 1,490 g /cm3
y 59,24 %?
Realizar el cálculo:
a) Correctamente, a partir de los tantos por ciento.
b) Incorrectamente, a partir de las densidades, al suponer que los volúmenes son
aditivos.
c) Determinar las normalidades de los dos ácidos.
a) 𝟏𝟎𝟔
𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 ∗
𝟑𝟓,𝟎𝟑 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟑,𝟓𝟎𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟓
𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
En la disolución a obtener:
𝟑,𝟓𝟎𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟓
𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 ∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒆 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟓𝟗,𝟐𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
= 𝟓,𝟗𝟏𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟓
𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
La diferencia entre los gramos iniciales y finales será el agua evaporada:
𝟏𝟎𝟔
− 𝟓, 𝟗𝟏𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟓
= 𝟒,𝟎𝟖𝟕 ∗ 𝟏𝟎𝟓
𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
b) Inicialmente tenemos un volumen de:
𝟏𝟎𝟔
𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 ∗
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏𝟐𝟔𝟎 𝒈
= 𝟕𝟗𝟑,𝟔𝟓 𝒍 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
En la disolución final:
𝟓,𝟗𝟏𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟓
𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 ∗
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏𝟒𝟗𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟑𝟗𝟔,𝟖𝟓 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
La diferencia de volúmenes sería el agua evaporada:
𝟕𝟗𝟑,𝟔𝟓 − 𝟑𝟗𝟔, 𝟖𝟓 = 𝟑𝟗𝟔,𝟗 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 = 𝟑𝟗𝟔,𝟗 𝒌𝒈 𝑨𝑮𝑼𝑨
c)
𝟑𝟓,𝟎𝟑 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟗𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏𝟐𝟔𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝑳
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
= 𝟗, 𝟎𝟎 𝑵
𝟓𝟗,𝟐𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟗𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏𝟒𝟗𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝑳
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
= 𝟏𝟖,𝟎𝟏 𝑵

4. 13. Calcular la cantidad de ácido sulfúrico concentrado de 96,2 % de H2SO4, que debe
agregarse a 100 kg de un oleum de 12 % de SO3 para obtener un ácido sulfúrico puro, de
un 100 % de H2SO4.
𝑺𝑶𝟑 + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏𝟐 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑 ∗
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟑
𝟖𝟎 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
∗
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟑
∗
𝟏𝟖 𝒌𝒈𝑯𝟐𝑶
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟑,𝟖 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑶
=
𝟕𝟏,𝟎𝟓 𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
14. Un óleum de un 25,4 % en 𝑺𝑶𝟑se ha de diluir con ácido sulfúrico de 97,6 % en 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
para obtener un óleum de 20 % en 𝑺𝑶𝟑. Calcular la cantidad de ácido sulfúrico que debe
agregarse por cada 100 kg del óleum original.
Consideramos, por una parte:
𝒎𝟏 + 𝒎𝟐 = 𝒎𝟑 ; 𝟏𝟎𝟎 + 𝒎𝟐 = 𝒎𝟑 (1)
Por otra parte:
𝒎𝟏 ∗ 𝒄𝟏 + 𝒎𝟐 ∗ 𝒄𝟐 = 𝒎𝟑 ∗ 𝒄𝟑
Las concentraciones del ácido sulfúrico en el óleum las encontramos con:
𝑺𝑶𝟑 + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
80g 18 g 98 g
𝒄𝟏 = 𝟎,𝟗𝟖 +
𝟐𝟓,𝟒 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒌𝒈𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍
∗
𝟗𝟖 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟖𝟎 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
= 𝟏,𝟐𝟗𝟏
𝒄𝟐 = 𝟎,𝟗𝟖 +
𝟐𝟎 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒌𝒈𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍
∗
𝟗𝟖 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟖𝟎 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
= 𝟏,𝟐𝟐𝟓
Por tanto:
𝟏𝟎𝟎 ∗ 𝟏,𝟐𝟗𝟏 + 𝒎𝟐 ∗ 𝟎,𝟗𝟕𝟔 = 𝒎𝟑 ∗ 𝟏, 𝟐𝟐𝟓 (2)
Con las dos ecuaciones (1) y (2) :
𝟏𝟐𝟗,𝟏 + 𝒎𝟐 ∗ 𝟎, 𝟗𝟕𝟔 = (𝟏𝟎𝟎 + 𝒎𝟐) ∗ 𝟏, 𝟐𝟐𝟓
Obtenemos:
𝒎𝟐 = 𝟐𝟔,𝟓 𝒌𝒈
En 100 kg del óleum original: 25,4 kg de 𝑺𝑶𝟑 y 100-25,4 =74,6 kg 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
Al añadir el ácido sulfúrico , el agua presente en él reacciona con el trióxido de azufre y
forma sulfúrico, se reduce la cantidad de 𝑺𝑶𝟑hasta el 20 %.
Sea x la cantidad de disolución final:
Cantidad de 𝑺𝑶𝟑 final : 𝟎, 𝟐 ∗ 𝒙
Cantidad de 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 : 𝟎,𝟖 ∗ 𝒙
Sea y la cantidad de disolución añadida:
𝒚 𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 ∗
𝟗𝟕,𝟔 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏𝟎𝟎 𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟎,𝟗𝟕𝟔 ∗ 𝒚 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝒚 𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 ∗
𝟐,𝟒 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑶
𝟏𝟎𝟎 𝒌𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟎,𝟎𝟐𝟒 ∗ 𝒚 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑶
Según la reacción:
𝑺𝑶𝟑 + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
Calculamos el 𝑺𝑶𝟑 que reacciona:
𝟎,𝟎𝟐𝟒 ∗ 𝒚 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
𝟏𝟖 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟑
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍𝑯𝟐𝑶
∗
𝟖𝟎 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟑
= (𝟎, 𝟏𝟎𝟕 ∗ 𝒚) 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
El 𝑺𝑶𝟑 que quedará después de la adición:
𝟐𝟓,𝟒 − 𝟎,𝟏𝟎𝟕 ∗ 𝒚
Como la disolución final estará al 20 %:

5. 𝟎,𝟐 ∗ 𝒙 = 𝟐𝟓,𝟒 − 𝟎, 𝟏𝟎𝟕 ∗ 𝒚
Con el sulfúrico, tenemos inicialmente 74,6 kg, el añadido 0,976*y, y el formado:
𝟎,𝟎𝟐𝟒 ∗ 𝒚 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
𝟏𝟖 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍𝑯𝟐𝑶
∗
𝟗𝟖 𝒌𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏 𝒌𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
= (𝟎,𝟏𝟑𝟏 ∗ 𝒚) 𝒌𝒈 𝑺𝑶𝟑
La ecuación es:
𝟎,𝟖 ∗ 𝒙 = 𝟕𝟒,𝟔 + 𝟎, 𝟗𝟕𝟔 ∗ 𝒚 + 𝟎,𝟏𝟑𝟏 ∗ 𝒚
Tenemos dos ecuaciones con dos incógnitas, la resolución del sistema dará x e y:
𝒚 = 𝟏𝟕,𝟔 𝒌𝒈
15. Se diluye a un volumen cinco veces mayor un ácido sulfúrico concentrado de densidad
1,805 g/cm3
que contiene un 88,43 % en peso de H2SO4. Calcular el volumen del ácido
diluido que se necesita para preparar 5 litros de ácido sulfúrico normal.
𝟓 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 ∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟐, 𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
En el ácido inicial:
𝟐,𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 ∗
𝟗𝟖 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟖𝟖,𝟒𝟑 𝒈 á𝒄𝒊𝒅𝒐
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟖𝟎𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟎,𝟏𝟓𝟑𝟒 𝑳
Teniendo en cuenta la dilución:
𝟎,𝟏𝟓𝟑𝟒 ∗ 𝟓 = 𝟎,𝟕𝟔𝟕𝟓 𝑳 de la diluida.
16. Una disolución de potasa cáustica de densidad 1,415 g/cm3
es de un 41,71 % de KOH.
Calcular el volumen de disolución que contiene 10 moles de KOH.
𝟏𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲𝑶𝑯 ∗
𝟓𝟔,𝟏 𝒈 𝑲𝑶𝑯
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑶𝑯
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟒𝟏,𝟕𝟏 𝒈 𝑲𝑶𝑯
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟒𝟏𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟎,𝟗𝟓𝟎𝟓 𝑳
17. Se han de preparar 2 litros de disolución 2 normal en HCl y en NaCl a partir de ácido
clorhídrico de densidad 1,165 g/cm3
y 33,16 % HCl, y de una disolución de sosa cáustica
de densidad 1,380 g/cm3
y 35,01 % NaOH. Calcular los volúmenes que se necesitan de
estas dos disoluciones.
𝟐 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 ∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟒𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑎𝑂𝐻
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟑𝟓, 𝟎𝟏 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟑𝟖𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟎,𝟑𝟑𝟏𝟐 𝑳 𝒅𝒊𝒔 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟐 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔 ∗
𝟒 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑪𝒍−𝟏
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑪𝒍−𝟏
∗
𝟑𝟔,𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝐻𝐶𝑙
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟑𝟑,𝟏𝟔 𝒈 𝑯𝑪𝒍
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟏𝟔𝟓 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
= 𝟎,𝟕𝟕𝟓𝟗 𝑳 𝒅𝒊𝒔 𝑯𝑪𝒍
18. Se tiene una disolución de dicromato de potasio al 1 % cuya densidad relativa es
prácticamente la unidad. Calcular el volumen de esta disolución que se necesita para
preparar 250 cm3
de disolución 0,1 normal de dicromato al actuar como oxidante.
El dicromato (+6) pasa a cromo III, en un mol hay 6 equivalentes ( 2 cromos).
𝟎,𝟐𝟓𝟎 𝑳 ∗
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟐𝟗𝟒,𝟐𝟐 𝒈 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝒈𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕
∗
𝟏 𝒄𝒎𝟑
𝟏 𝒈
= 𝟏𝟐𝟐,𝟔 𝒄𝒎𝟑
19. Calcular el peso de trióxido de diarsénico (anhídrido arsenioso) que se necesita para
preparar 1 litro de disolución de arsenito 0,1 normal. (El anhídrido arsenioso se disuelve
con algo de sosa cáustica).
𝑨𝒔𝟐𝑶𝟑 + 𝟒𝑵𝒂𝑶𝑯 → 𝑵𝒂𝟒𝑨𝒔𝟐𝑶𝟓 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶
El arsénico pasa de +3 a +5, tenemos 2 arsénicos reaccionando, por tanto en 1 mol hay 4
equivalentes.

6. 𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐 ∗
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟒 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟏𝟗𝟕,𝟖𝟐 𝒈 𝑨𝒔𝟐𝑶𝟑
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒔𝟐𝑶𝟑
= 𝟒, 𝟗𝟓 𝒈 𝑨𝒔𝟐𝑶𝟑
20. Se queman 80 litros de fosfamida medidos a 18ºC y 756 mm. El ácido fosfórico formado
se disuelve en agua y se forma un litro de disolución. Calcular la normalidad de la
disolución ácida.
𝑷𝑯𝟑 + 𝟐 𝑶𝟐 → 𝑯𝟑𝑷𝑶𝟒
𝒏 =
𝑷∗𝑽
𝑹∗𝑻
=
(
𝟕𝟓𝟔
𝟕𝟔𝟎
)∗𝟖𝟎
𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑+𝟏𝟖)
= 𝟑,𝟑𝟑𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
Consideramos los equivalentes en proceso ácido –base, en un mol hay 3 equivalentes.
𝑵 =
𝟑∗𝟑,𝟑𝟑𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝑳
= 𝟏𝟎 𝑵
21. Calcular el volumen de ácido sulfúrico de densidad 1,827 g/cm3
y 92,77 % de 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 que
se necesita para preparar 10 litros de ácido sulfúrico 3 normal.
𝟏𝟎 𝑳 ∗
𝟑 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊
∗
𝟗𝟖 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟗𝟐,𝟕𝟕 𝒈
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟖𝟐𝟕 𝒈
= 𝟎, 𝟖𝟔𝟕𝟑 𝑳
22. Se tiene una disolución de sosa cáustica 0,5 normal, factor 0,974. Hallar el volumen de
disolución de sosa cáustica de densidad 1,220 g/cm3
y de 20,07 % de NaOH, que debe
agregarse a 1 litro de aquella disolución para que resulte exactamente 0,5 normal.
Suponer que en la mezcla los volúmenes son aditivos.
𝑵 (𝒆𝒙𝒂𝒄𝒕𝒂) = 𝟎,𝟓 ∗ 𝟎,𝟗𝟕𝟒 = 𝟎, 𝟒𝟖𝟕 𝑵
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐 ∗
𝟎,𝟒𝟖𝟕 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎, 𝟒𝟖𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝒂𝑶𝑯
Necesitamos añadir un volumen de disolución x.
𝒙 𝑳 ∗
𝟏𝟐𝟐𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟏 𝑳
∗
𝟐𝟎,𝟎𝟕 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
∗
𝟏𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑶𝑯
𝟒𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑶𝑯
= (𝟔, 𝟏𝟐𝟏 ∗ 𝒙) 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝒂𝑶𝑯
En la disolución final a obtener:
𝟎,𝟓 =
(𝟎,𝟒𝟖𝟕+𝟔,𝟏𝟐𝟏∗𝒙) 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑶𝑯
(𝟏+𝒙) 𝑳 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝒙 = 𝟐, 𝟑𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔
23. Calcular el volumen de disolución 2 normal de sulfato de cobre (II) que se necesitan para
preparar 10 g de óxido de cobre (II) previa precipitación del cobre como carbonato y
calcinación posterior de ésta a óxido.
Las reacciones implicadas son:
𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒 + 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑 → 𝑪𝒖𝑪𝑶𝟑 + 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟒
𝑪𝒖𝑪𝑶𝟑 → 𝑪𝒖𝑶 + 𝑪𝑶𝟐
𝟏𝟎 𝒈 𝑪𝒖𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑶
𝟕𝟗,𝟓𝟒 𝒈 𝑪𝒖𝑶
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑶
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒
= 𝟎,𝟏𝟐𝟓𝟕 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔
24. Se tratan 250 g de cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,850
g/cm3
y 93,64 %. Si el ácido se agrega en un exceso del 20 % respecto a la formación de
sulfato de sodio neutro, calcular el volumen de ácido sulfúrico utilizado.
Reacción implicada:
𝟐 𝑵𝒂𝑪𝒍 + 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 → 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟒 + 𝟐 𝑯𝑪𝒍
𝟐𝟓𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟓𝟖,𝟒𝟓𝟕 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟗𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏
𝟗𝟑,𝟔𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏 𝑳𝒊𝒕𝒓𝒐
𝟏𝟖𝟓𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔
= 𝟎, 𝟏𝟐𝟏 𝑳
La cantidad añadida será:
𝑽𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 = 𝟎,𝟏𝟐𝟏 + 𝟎, 𝟐 ∗ 𝟎, 𝟏𝟐𝟏 = 𝟎,𝟏𝟒𝟓𝟐 𝑳

7. 25. En el problema anterior, el cloruro de hidrógeno desprendido se absorbe en agua y se
obtienen 500 cm3
de un ácido de densidad 1,137 g/cm3
. Calcular la normalidad de éste
ácido y su concentración en %.
𝟐𝟓𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟓𝟖,𝟒𝟓𝟕 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍
= 𝟒, 𝟐𝟕𝟕 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝑵 =
𝟒,𝟐𝟕𝟕 𝒆𝒒𝒖
𝟎,𝟓 𝑳
= 𝟖,𝟓𝟓𝟑 𝑵
% = 𝟖,𝟓𝟓𝟑
𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟑𝟔,𝟒𝟔𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟏𝟑𝟕 𝒈
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟕,𝟒𝟑 %
26. Calcular el volumen de ácido clorhídrico 3 normal que se necesita para disolver 12 g de
un carbonato de calcio de 93,2 % de pureza.
Reacción implicada:
𝟐 𝑯𝑪𝒍 + 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑 → 𝑪𝑶𝟐 + 𝑯𝟐𝑶 + 𝑪𝒂𝑪𝒍𝟐
𝟏𝟐 𝒈 𝒄𝒂𝒓𝒃𝒐𝒏𝒂𝒕𝒐 ∗
𝟗𝟑,𝟐 𝒈 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒄𝒂𝒓𝒃𝒐𝒏𝒂𝒕𝒐
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑
𝟏𝟎𝟔,𝟎𝟏𝟏 𝒈 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑
∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑
∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍
∗
𝟏 𝑳
𝟑 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
=
𝟎,𝟎𝟕𝟎𝟑 𝑳
27. A partir de 100 cm3
de un cierto ácido sulfúrico, por precipitación con cloruro de bario, se
obtienen 11,75 g de sulfato de bario. Hallar la normalidad del ácido sulfúrico.
Reacción implicada:
𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 + 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐 → 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 + 𝟐 𝑯𝑪𝒍
𝟏𝟏,𝟕𝟓 𝒈 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒
𝟐𝟑𝟑,𝟒𝟐𝟔 𝒈 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
= 𝟎, 𝟏𝟎𝟎𝟕 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝑵 =
𝟎,𝟏𝟎𝟎𝟕 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟏 𝑳
= 𝟏, 𝟎𝟎𝟕 𝑵
28. Calcular el volumen de ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,180 g/cm3
y 36,23 %
de HCl, que ha de reaccionar sobre un exceso de dióxido de manganeso para producir el
cloro necesario que al actuar sobre una disolución de sosa cáustica origine 5 litros de
disolución normal de hipoclorito de sodio.
Reacciones implicadas:
𝟐 𝑯𝑪𝒍 + 𝑴𝒏𝑶𝟐 → 𝑪𝒍𝟐 + 𝑴𝒏𝑶 + 𝑯𝟐𝑶
𝑪𝒍𝟐 + 𝟐 𝑵𝒂𝑶𝑯 → 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶 + 𝑵𝒂𝑪𝒍 + 𝑯𝟐𝑶
𝟓 𝑳 ∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶
∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍𝟐
∗
𝟑𝟔,𝟒𝟔𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔
𝟑𝟔,𝟐𝟑 𝒈 𝑯𝑪𝒍
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟏𝟖𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔
=
𝟎,𝟖𝟓𝟑 𝑳
29. Hallar el volumen de ácido nítrico concentrado ( 𝝆 = 𝟏, 𝟒𝟎𝟎
𝒈
𝒄𝒎𝟑
; 66,97 %) que debe
añadirse a 1 litro de ácido clorhídrico concentrado (𝝆 = 𝟏, 𝟏𝟗𝟖
𝒈
𝒄𝒎𝟑 ;𝟒𝟎,𝟎𝟎 %) para
obtener agua regia (3 HCl : 1 HNO3).
𝟏 𝑳 𝑯𝑪𝒍 ∗
𝟏𝟏𝟗𝟖 𝒈 𝒅𝒊𝒔
𝟏 𝑳
∗
𝟒𝟎 𝒈 𝑯𝑪𝒍
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝒍
𝟑𝟔,𝟒𝟔𝟓 𝒈 𝑯𝑪𝒍
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑵𝑶𝟑
𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝑪𝑳
∗
𝟔𝟑,𝟎𝟏𝟒 𝒈 𝑯𝑵𝑶𝟑
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑵𝑶𝟑
∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔
𝟔𝟔,𝟗𝟕 𝒈 𝑯𝑵𝑶𝟑
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟒𝟎𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔
= 𝟎, 𝟐𝟗𝟒𝟒 𝑳
30. Hallar la concentración de una disolución de hidróxido de potasio de densidad 1,240
g/cm3
, si al diluirla a un volumen diez veces mayor, 20 cm3
de la disolución diluida gastan
21,85 cm3
de ácido 0,5 normal, factor 1,025.
𝟐𝟏,𝟖𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎, 𝟓 ∗ 𝟏,𝟎𝟐𝟓)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑶𝑯
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑲𝑶𝑯
= 𝟎,𝟎𝟏𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑲𝑶𝑯
Como la disolución estaba diluida 10 veces estos moles están en 2 cm3
de la inicial.
𝑴 =
𝟎,𝟏𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝟐∗𝟏𝟎−𝟑 𝑳
= 𝟓,𝟔𝟎𝟎 𝑴
𝟓,𝟔𝟎𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝟏 𝑳
∗
𝟓𝟔,𝟏𝟎𝟖 𝒈 𝑲𝑶𝑯
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑶𝑯
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟐𝟒𝟎 𝒈 𝒅𝒊𝒔
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟓,𝟑𝟒 %

8. 31. Calcular la concentración de un ácido sulfúrico de densidad 1,725 g/cm3
a partir de los
datos siguientes: 10 cm3
del ácido se diluyen a 250 cm3
, y 10 cm3
de este ácido diluido al
valorarlo con un álcali 0,5 normal, factor 1,034, gastan 21,70 cm3
de éste.
𝑵(𝒂𝒍𝒄𝒂𝒍𝒊) = 𝟎,𝟓 ∗ 𝟏,𝟎𝟑𝟒 = 𝟎, 𝟓𝟏𝟕 𝑵
𝟐𝟏,𝟕𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟓𝟏𝟕 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟏𝟏𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝑵(𝒅𝒊𝒍𝒖𝒊𝒕) =
𝟎,𝟎𝟏𝟏𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟏 𝑳
= 𝟏,𝟏𝟐 𝑵
Buscamos los equivalentes en 250 𝒄𝒎𝟑
:
𝟐𝟓𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟏,𝟏𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟐𝟖𝟎 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
La normalidad del ácido concentrado será:
𝑵(𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒅𝒐) =
𝟎,𝟐𝟖𝟎 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟏 𝑳
= 𝟐𝟖,𝟎 𝑵
Buscamos la molaridad y %:
𝟐𝟖,𝟎
𝒆𝒒𝒖𝒊
𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟏𝟒,𝟎 𝑴
𝟏𝟒,𝟎
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝑳
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟕𝟐𝟓 𝒈
∗
𝟗𝟖,𝟎𝟐𝟐 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟕𝟗,𝟕 %
32. ¿Cuál es la concentración de un amoníaco, de densidad 0,907 g/cm3
, sabiendo que al
diluir 25 cm3
a 500 cm3
, 25 cm3
de esta disolución diluida gastan 17,25 cm3
de un ácido
normal, factor 0,965?
𝟏𝟕,𝟐𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟗𝟔𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟏𝟔𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
Normalidad de la disolución diluida:
𝑵(𝒅𝒊𝒍𝒖𝒊𝒅𝒂) =
𝟎,𝟎𝟏𝟔𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟐𝟓 𝑳
= 𝟎,𝟎𝟔𝟔𝟓 𝑵
Equivalentes en 500 𝒄𝒎𝟑
:
𝟓𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟎𝟔𝟔𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟑𝟑𝟑 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
La normalidad del amoníaco concentrado:
𝑵(𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒅𝒐) =
𝟎,𝟑𝟑𝟑 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟐𝟓 𝑳
= 𝟏𝟑,𝟑𝟐 𝑵
La concentración será M=13,32 M.
En %:
𝟏𝟑,𝟑𝟐
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝑳
∗
𝟏𝟕,𝟎𝟑 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏 𝑳
𝟗𝟎𝟕 𝒈
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟓,𝟎𝟎%
33. Un ácido acético diluido, de densidad prácticamente la unidad, se valora con sosa
cáustica 0,2 N, factor 1,028. 20 cm3
del ácido consumen 16,20 cm3
del álcali. Hallar la
concentración del ácido acético.
𝟏𝟔,𝟐𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟐∗𝟏,𝟎𝟐𝟖)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟑𝟑𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝑵 =
𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟑𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟐𝟎 𝑳
= 𝟎, 𝟏𝟔𝟔𝟓 𝑵
En molaridad 0,1665 M.
En %:
% = 𝟎, 𝟏𝟔𝟔𝟓
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝑳
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒈
∗
𝟔𝟎,𝟎𝟓𝟒 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏, 𝟎𝟎𝟖 %
34. Una disolución saturada de hidróxido de bario a 20º C tiene una densidad de 1,041
g/ 𝒄𝒎𝟑
. Hallar su solubilidad calculada en gramos del hidrato, Ba(OH)2.8 H2O, por litro y
por 100 gramos de disolución si 10 cm3
de la disolución saturada se neutralizan con 9,50
cm3
de ácido 0,50 normal, factor 0,960.
𝟗,𝟓𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟓∗𝟎,𝟗𝟔𝟎)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟓𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗

9. La normalidad de la disolución saturada:
𝑵 =
𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟓𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟏 𝑳
= 𝟎, 𝟒𝟓𝟔 𝑵
La molaridad:
𝑴 = 𝟎,𝟒𝟓𝟔
𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎, 𝟐𝟐𝟖 𝑴
La solubilidad será:
𝟎,𝟐𝟐𝟖
𝒎𝒐𝒍
𝑳
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟎𝟒𝟏 𝒈 𝒅𝒊𝒔
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂(𝑶𝑯)𝟐.𝟖𝑯𝟐𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂(𝑶𝑯)𝟐
∗
𝟑𝟏𝟓,𝟓𝟎𝟒 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂(𝑶𝑯)𝟐.𝟖𝑯𝟐𝑶
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔, 𝟗𝟏 % 𝒆𝒏 𝒑𝒆𝒔𝒐
En 1 L:
𝟎,𝟐𝟐𝟖
𝒎𝒐𝒍
𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂(𝑶𝑯)𝟐.𝟖𝑯𝟐𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂(𝑶𝑯)𝟐
∗
𝟑𝟏𝟓,𝟓𝟎𝟒 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂(𝑶𝑯)𝟐.𝟖𝑯𝟐𝑶
= 𝟕𝟏,𝟗𝟒 𝒈/𝑳
35. Calcular el volumen de álcali normal que se necesita para neutralizar 1 g exacto de:
a) H2SO4.
b) Óleum de 50 % de SO3.
c) De SO3 puro.
a) 𝟏 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟗𝟖,𝟎𝟐𝟐 𝒈𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟏 𝑳
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟎𝟒𝟎 𝑳
b) El SO3 formará con el agua ácido sulfúrico, por tanto, hemos de neutralizar el ácido
inicial y el formado, como está al 50 % las dos cantidades son iguales:
𝟏 𝒈 ó𝒍𝒆𝒖𝒎 = 𝟎,𝟓 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 + 𝟎,𝟓 𝒈 𝑺𝑶𝟑
𝟎,𝟓 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟗𝟖,𝟎𝟐𝟐 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟎𝟐𝟎 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟓 𝒈 𝑺𝑶𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟑
𝟖𝟎,𝟎𝟔𝟔 𝒈 𝑺𝑶𝟑
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟎,𝟎𝟏𝟐𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
(𝟎,𝟎𝟏𝟎𝟐𝟎 + 𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟓)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 ∗
𝟏 𝑳
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟐𝟔𝟗 𝑳
c) 𝟏 𝒈 𝑺𝑶𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟑
𝟖𝟎,𝟎𝟔𝟔 𝒈 𝑺𝑶𝟑
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏 𝑳
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟗𝟖 𝑳
36. 2,1045 g de un óleum necesitan, para su neutralización, 22,50 cm3
de un álcali 2 normal,
factor 1,029. Calcular el tanto por ciento de SO3 libre contenido en el óleum.
𝒙 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 ;𝒚 𝒈 𝑺𝑶𝟑
𝑷𝒓𝒊𝒎𝒆𝒓𝒂 𝒆𝒖𝒂𝒄𝒊ó𝒏 ∶
𝒙 + 𝒚 = 𝟐, 𝟏𝟎𝟒𝟓
Para obtener la segunda ecuación:
𝒙 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
𝟗𝟖,𝟎𝟐𝟐 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
(𝟐∗𝟏,𝟎𝟐𝟗)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= (𝟗, 𝟗𝟏𝟒 ∗ 𝒙) 𝒄𝒎𝟑
𝒚 𝒈 𝑺𝑶𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟑
𝟖𝟎,𝟎𝟔𝟔 𝒈 𝑺𝑶𝟑
∗
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
(𝟐∗𝟏,𝟎𝟐𝟗)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= (𝟏𝟐,𝟏𝟑𝟖 ∗ 𝒚) 𝒄𝒎𝟑
𝑳𝒂 𝒆𝒄𝒖𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒔𝒆𝒓á:
𝟎,𝟗𝟏𝟒 ∗ 𝒙 + 𝟏𝟐,𝟏𝟑𝟖 ∗ 𝒚 = 𝟐𝟐,𝟓𝟎
La resolución del sistema no dará:
𝒙 = 𝟏, 𝟑𝟔𝟗 ;𝒚 = 𝟎,𝟕𝟑𝟓𝟔
El % de SO3:
% =
𝟎,𝟕𝟑𝟓𝟔 𝒈 𝑺𝑶𝟑
𝟐,𝟏𝟎𝟒𝟓 𝒈 ó𝒍𝒆𝒖𝒎
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟒,𝟗𝟓 %
37. 2,000 g de un producto alimenticio se atacan por ácido sulfúrico concentrado, sulfato
potásico y unos cristalitos de sulfato de cobre (II), en cuyo ataque el nitrógeno orgánico
pasa al estado de ion amonio (método Kjeldahl). Después del ataque el líquido se diluye,
alcaliniza con sosa cáustica concentrada y se destila; el NH3 desprendido se recoge sobre
25 cm3
de ácido sulfúrico 0,5 normal. Al final de la destilación el exceso de ácido se
valora con sosa y se gastan 16,4 cm3
de álcali 0,5 normal. Calcular:

10. a) El contenido de nitrógeno en el producto analizado.
b) El tanto por ciento de proteínas en dicho alimento si, por término medio, la
proporción de nitrógeno en las mismas es del 16,0 %.
a) 𝟏𝟔,𝟒 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟖𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝒅𝒆 𝒆𝒙𝒄𝒆𝒔𝒐 𝒅𝒆 á𝒄𝒊𝒅𝒐
El ácido total presente:
𝟐𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟏𝟐𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒕𝒐𝒕𝒂𝒍
La diferencia será el ácido que reacciona con el amoníaco:
Á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒒𝒖𝒆 𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂:𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟓 − 𝟎,𝟎𝟎𝟖𝟐 = 𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟑 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
El nitrógeno presente en los 2,000 g de muestra:
𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟑 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝑯𝟑
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
∗
𝟏𝟒,𝟎𝟎𝟔 𝒈 𝑵
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵
= 𝟎,𝟎𝟔𝟎𝟐 𝒈 𝑵
%𝑵 =
𝟎,𝟎𝟔𝟎𝟐 𝒈 𝑵
𝟐,𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑,𝟎𝟏 %
b) Cantidad de proteínas en la muestra:
𝟎,𝟎𝟔𝟎𝟐 𝒈 𝑵 ∗
𝟏𝟎𝟎 𝒈 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒆𝒊𝒏𝒂𝒔
𝟏𝟔,𝟎 𝒈 𝑵
= 𝟎,𝟑𝟕𝟔𝟒 𝒈 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒆𝒊𝒏𝒂𝒔
% 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒆𝒊𝒏𝒂𝒔 =
𝟎,𝟑𝟕𝟔𝟒 𝒈 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒆𝒊𝒏𝒂𝒔
𝟐,𝟎𝟎𝟎 𝒈 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟏𝟖,𝟖𝟐 %
38. Hallar el índice de saponificación de un aceite de oliva a partir de los siguientes datos:
1,736 g de aceite se saponifican con 25 cm3
de potasa alcohólica, cuyo exceso consume
13,25 cm3
de ácido 0,5 normal. En un ensayo en blanco, 25 cm3
de la disolución de potasa
gastan 25,30 cm3
del ácido 0,5 normal. El índice de saponificación es el número de
miligramos de KOH que neutralizan y saponifican 1 g de grasa.
A partir del ensayo en blanco calculamos la concentración de la potasa:
𝟐𝟓,𝟑𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟔𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝑵𝒐𝒓𝒎𝒂𝒍𝒊𝒅𝒂𝒅 𝒑𝒐𝒕𝒂𝒔𝒂 =
𝟎,𝟎𝟏𝟐𝟔𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟐𝟓 𝑳
= 𝟎,𝟓𝟎𝟔 𝑵
Calculamos los equivalentes totales de la potasa alcohólica:
𝟐𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟓𝟎𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟏𝟐𝟔𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
El exceso de equivalentes de potasa será:
𝟏𝟑,𝟐𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟎𝟔𝟔𝟐𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
La diferencia serán los equivalentes gastados en la saponificación:
𝑬𝒒𝒖𝒊𝒗 𝒔𝒂𝒑𝒐𝒏𝒊𝒇𝒊𝒄𝒂𝒄𝒊ó𝒏 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟐𝟔𝟓 − 𝟎, 𝟎𝟎𝟔𝟔𝟐𝟓 = 𝟎,𝟎𝟎𝟔𝟎𝟐𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
Teniendo en cuenta la definición dad de índice de saponificación:
𝟏 𝒈 𝒈𝒓𝒂𝒔𝒂 ∗
𝟎,𝟎𝟎𝟔𝟎𝟐𝟓 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏,𝟕𝟑𝟔 𝒈 𝒈𝒓𝒂𝒔𝒂
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑶𝑯
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑲𝑶𝑯
∗
𝟓𝟔,𝟏𝟏 𝒈 𝑲𝑶𝑯
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑶𝑯
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒎𝒈
𝟏 𝒈
= 𝟏𝟗𝟒,𝟕 𝒎𝒈 𝑲𝑶𝑯
39. Calcular la pureza de una muestra de oxalato amónico como sal hidratada,
(NH4)2C2O4.H2O, y como sal anhidra, sabiendo que 0,2625 g de oxalato disueltos en agua
y acidificados con ácido sulfúrico gastan 37,15 cm3
de permanganato 0,1 normal, factor
0,985.
𝟑𝟕,𝟏𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟎,𝟗𝟖𝟓)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑴𝒏𝑶𝟒
−
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟔𝟓𝟗 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
La reacción del oxalato es:
𝑪𝟐𝑶𝟒
−𝟐
→ 𝟐 𝑪𝑶𝟐 + 𝟐 𝒆−
Por tanto, en un mol de oxalato tenemos 2 equivalentes.
𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟔𝟓𝟗 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒐𝒙𝒂𝒍𝒂𝒕𝒐
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟖𝟑𝟎 𝒎𝒐𝒍 𝒐𝒙𝒂𝒍𝒂𝒕𝒐
%((𝑵𝑯𝟒)𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒) =
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟖𝟑𝟎 𝒎𝒐𝒍
𝟎,𝟐𝟔𝟐𝟓 𝒈 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗
𝟏𝟐𝟒,𝟎𝟗𝟖 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍((𝑵𝑯𝟒)𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒)
= 𝟖𝟔,𝟓𝟎 %𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂

11. %((𝑵𝑯𝟒)𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒. 𝑯𝟐𝑶) =
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟖𝟑𝟎 𝒎𝒐𝒍
𝟎,𝟐𝟔𝟐𝟓 𝒈 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗
𝟏𝟒𝟐,𝟏𝟏𝟒 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍((𝑵𝑯𝟒)𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒.𝑯𝟐𝑶)
∗ 𝟏𝟎𝟎 =
𝟗𝟗,𝟑 % 𝒔𝒂𝒍 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂𝒕𝒂𝒅𝒂
40. Se disuelve en ácido sulfúrico 0,3825 g de un mineral de hierro. La sal de hierro (III) que
ha podido formarse se reduce adecuadamente a hierro (II) y se valora con permanganato
0,1 normal, factor 1,035; se gastan 27,60 cm3
. Calcular la proporción de hierro en dicho
mineral.
𝟐𝟕,𝟔𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟑𝟓)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟖𝟓𝟔𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
En un mol de hierro (III) tendremos un equivalente.
𝑭𝒆+𝟐
→ 𝑭𝒆+𝟑
+ 𝒆−
%𝑭𝒆 =
𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟖𝟓𝟔𝟔 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟑𝟖𝟐𝟓 𝒈 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟓𝟓,𝟖𝟒𝟕 𝒈 𝑭𝒆
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟏,𝟕 % 𝑭𝒆
41. Calcular la concentración de un agua oxigenada en gramos por 100 cm3
y en volúmenes,
si al diluir 10 cm3
de la misma a 1 litro, 10 cm3
de la disolución diluida gastan 16,2 cm3
de
permanganato 0,1 normal, factor 1,032.
𝟏𝟔,𝟐 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟑𝟐)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟔𝟕𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
La reacción del agua oxigenada es:
𝑯𝟐𝑶𝟐 → 𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯+
+ 𝟐 𝒆−
𝑯𝟐𝑶𝟐 + 𝟐 𝒆−
+ 𝟐𝑯+
→ 𝟐 𝑯𝟐𝑶
Por tanto, en un mol de agua oxigenada tenemos 2 equivalentes.
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟔𝟕𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟑𝟒,𝟎𝟏𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
= 𝟎,𝟎𝟐𝟖𝟒𝟒𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐 en 10 cm3
de la
dilución.
Teniendo en cuenta la dilución, los gramos en 1 litro de la dilución están en 10 cm3
de la
original:
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟎𝟐𝟖𝟒𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐
𝟏𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟐, 𝟖𝟒𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐
Por tanto, en 10 cm3
iniciales tenemos 2,844 g.
𝒈 𝒆𝒏 𝟏𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
= 𝟐𝟖,𝟒𝟒 𝒈
La reacción de descomposición es:
𝑯𝟐𝑶𝟐 → 𝑯𝟐𝑶 +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐
En volúmenes tendremos:
𝟐,𝟖𝟒𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
𝟑𝟒,𝟎𝟏𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐
∗
𝟎,𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
∗
𝟐𝟐,𝟒 𝑳 𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
= 𝟎, 𝟗𝟑𝟔 𝑳 𝑶𝟐
Este volumen corresponderá a los 10 cm3
iniciales. Para un litro inicial tendremos:
𝑽𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝟏 𝑳 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 𝟏𝟎𝟎 ∗ 𝟎,𝟗𝟑𝟔 = 𝟗𝟑,𝟔 𝑳 𝑶𝟐
42. 20 cm3
de una disolución de ácido oxálico cristalizado, que contiene 10 g del mismo por
litro, se valoran con permanganato 0,1 normal, factor 0,979; se gastan 32,4 cm3
. Calcular
el número de moléculas de agua de cristalización y la fórmula del ácido oxálico
hidratado.
𝟑𝟐,𝟒 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟎,𝟗𝟕𝟗)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟏𝟕𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
La reacción del oxalato es:
𝑪𝟐𝑶𝟒
−𝟐
→ 𝟐 𝑪𝑶𝟐 + 𝟐 𝒆−
1 mol de oxalato contendrá 2 equivalentes.
𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟏𝟕𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟓𝟖𝟔,𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟓𝟖𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒 ∗
𝟗𝟎,𝟎𝟑𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
= 𝟎, 𝟏𝟒𝟐𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
En un litro:

12. 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟏𝟒𝟐𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
𝟐𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟕,𝟏𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
𝟕, 𝟏𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
𝟗𝟎,𝟎𝟑𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
= 𝟎, 𝟎𝟕𝟗𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒
Los gramos de agua en la muestra:
𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟏𝟎 − 𝟕,𝟏𝟒 = 𝟐,𝟖𝟔 𝒈
Los moles de agua en la muestra:
𝟐,𝟖𝟔 𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟖 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟎, 𝟏𝟓𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 =
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 á𝒄𝒊𝒅𝒐
=
𝟎,𝟏𝟓𝟗
𝟎,𝟎𝟕𝟗𝟑
= 𝟐
La fórmula será:
𝑯𝟐𝑪𝟐𝑶𝟒.𝟐 𝑯𝟐𝑶
43. Hallar la concentración en gramos por litro de una disolución de dióxido de azufre,
sabiendo que para reducir 25 cm3
de iodo 0,1 normal, factor 1,037, se necesitan 16,25
cm3
de aquella disolución de SO2.
Las reacciones involucradas serán:
𝑰𝟐 + 𝟐 𝒆−
→ 𝟐 𝑰−
𝑺𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 → 𝑺𝑶𝟒
−𝟐
+ 𝟐 𝒆−
+ 𝟒 𝑯+
𝑬𝒏 𝒖𝒏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒅𝒊ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒕𝒆𝒏𝒆𝒎𝒐𝒔 𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗𝒂𝒍𝒆𝒏𝒕𝒆𝒔.
𝟐𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟑𝟕)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟐
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟔𝟒,𝟎𝟔𝟔 𝒈 𝑺𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺𝑶𝟐
= 𝟎,𝟎𝟖𝟑𝟎 𝒈 𝑺𝑶𝟐
𝒈
𝑳
=
𝟎,𝟎𝟖𝟑𝟎𝒈
𝟎,𝟎𝟏𝟔𝟐𝟓 𝑳
= 𝟓,𝟏𝟏 𝒈/𝑳
44. Una disolución que contiene 0,5144 g de tiosulfato de sodio cristalizado se valora con
iodo 0,1 normal, factor 1,006; se consumen 20,6 cm3
de esta disolución. Calcular el
número de moléculas de agua de cristalización del tiosulfato de sodio y la fórmula de su
hidrato.
Las reacciones implicadas son:
𝟐 𝑺𝟐𝑶𝟑
−𝟐
→ 𝑺𝟒𝑶𝟔
−𝟐
+ +𝟐 𝒆−
𝑰𝟐 + 𝟐 𝒆−
→ 𝟐 𝑰−
En un mol de tiosulfato habrá 1 equivalente.
𝟐𝟎,𝟔 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟎𝟔)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟏𝟓𝟖,𝟏𝟑𝟐𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑
= 𝟎, 𝟑𝟐𝟕𝟕 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑
Por tanto, los gramos de agua en la muestra son:
𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟎, 𝟓𝟏𝟒𝟒 − 𝟎, 𝟑𝟐𝟕𝟕 = 𝟎,𝟏𝟖𝟔𝟕 𝒈
Los moles:
𝟎,𝟏𝟖𝟔𝟕 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟖 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟎,𝟎𝟏𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
Los moles de tiosulfato:
𝟐𝟎,𝟔 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟎𝟔)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟎𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑
𝒙 =
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑
= 𝟓
Por tanto, la fórmula es:
𝑵𝒂𝟐𝑺𝟐𝑶𝟑.𝟓 𝑯𝟐𝑶
45. 10 cm3
de una disolución de formol se diluyen a 1 litro. A 10 cm3
de la disolución diluida
se agregan 50 cm3
de iodo 0,1 normal, factor 1,011, y unas gotas de sosa cáustica
concentrada; el iodo oxida el formaldehido, HCHO, a ácido fórmico, HCOOH. Se acidula
con ácido clorhídrico y se valora el exceso de iodo con disolución de tiosulfato 0,1
normal, factor 0,990; se gastan 23,2 cm3
. Calcular los gramos de formol en 100 cm3
de la
disolución original.
La reacción en la última valoración es:

13. 𝟐 𝑺𝟐𝑶𝟑
−𝟐
→ 𝑺𝟒𝑶𝟔
−𝟐
+ +𝟐 𝒆−
𝑰𝟐 + 𝟐 𝒆−
→ 𝟐 𝑰−
𝟐𝟑,𝟐 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟎,𝟗𝟗𝟎)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟏𝟒𝟖𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑰𝟐
Los moles de iodo añadidos inicialmente:
𝟓𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟏𝟏)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟓𝟐𝟕𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑰𝟐
Los moles gastados en la primera reacción son:
Moles I2 gastados en reacción formaldehido= 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟓𝟐𝟕𝟓 − 𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟏𝟒𝟖𝟓 =
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟑𝟕𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑰𝟐
La reacción entre el iodo y el formaldehido es:
𝑰𝟐 + 𝟐 𝒆−
→ 𝟐 𝑰−
𝑯𝑪𝑯𝑶 + 𝟐 𝑶𝑯−
→ 𝑯𝑪𝑶𝑶𝑯 + 𝑯𝟐𝑶 + 𝟐 𝒆−
A partir de los moles gastados en la reacción:
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟑𝟕𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑰𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝑯𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑰𝟐
= 𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟑𝟕𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑯𝑪𝑯𝑶
Por tanto, la concentración diluida tendrá una concentración de:
𝑴(𝒅𝒊𝒍𝒖𝒊𝒅𝒂) =
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟑𝟕𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑯𝑪𝑯𝑶
𝟎,𝟎𝟏𝟎 𝑳
= 𝟎, 𝟏𝟑𝟕𝟗 𝑴
En el litro preparado de la disolución tendremos 0,1379 moles HCHO.
Por tanto, en los 10 cm3
iniciales tenemos 0,1379 moles HCHO. En 100 cm3
tendremos
1,379 moles.
𝒈 𝒆𝒏 𝟏𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
= 𝟏,𝟑𝟕𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝑪𝑯𝑶 ∗
𝟑𝟎,𝟎𝟐𝟕 𝒈 𝑯𝑪𝑯𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝑪𝑯𝑶
= 𝟒𝟏,𝟒𝟏 𝒈 𝑯𝑪𝑯𝑶
46. Calcular la concentración en hipoclorito de sodio y en cloro activo por litro de una lejía
blanqueante a partir de los siguientes datos. 20 cm3
de la lejía se diluyen a 100 cm3
, 10
cm3
de la disolución diluida se valoran con disolución exactamente 0,1 normal de
arsenito de sodio de la que se gastan 18,45 cm3
.
La reacción implicada es:
𝑨𝒔𝑶𝟐
−
+ 𝑯𝟐𝑶 → 𝑨𝒔𝑶𝟑
−
+ 𝟐𝑯+
+ 𝟐 𝒆−
𝟐 𝑪𝒍𝑶−
+ 𝟒 𝑯+
+ 𝟐 𝒆−
→ 𝑪𝒍𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶
𝟏𝟖,𝟒𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒔𝑶𝟐
−
𝟐 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍𝑶−
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒔𝑶𝟐
− = 𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟖𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍𝑶−
La molaridad de la disolución diluida:
𝑴(𝒅𝒊𝒍𝒖𝒊𝒅𝒂) =
𝟎,𝟎𝟎𝟏𝟖𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍𝑶−
𝟎,𝟎𝟏𝟎 𝑳
= 𝟎, 𝟏𝟖𝟒𝟓 𝑴
La cantidad de hipoclorito en la disolución diluida preparada, 0,1 L:
𝟎,𝟏 𝑳 ∗
𝟎,𝟏𝟖𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝟏 𝑳
= 𝟎,𝟎𝟏𝟖𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
Estos moles estaban en 20 cm3 de lejía, por tanto, la concentración de hipoclorito en la
lejía es:
𝑴(𝒍𝒆𝒋í𝒂) =
𝟎,𝟎𝟏𝟖𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝟎,𝟎𝟐 𝑳
= 𝟎, 𝟗𝟐𝟐𝟓 𝑴
En g/L:
𝟎,𝟗𝟐𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝟏 𝑳
∗
𝟕𝟒,𝟒𝟓𝟕𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶
= 𝟔𝟖,𝟔𝟗 𝒈/𝑳
La cantidad de cloro activo será:
𝟎,𝟗𝟐𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒔
𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶
𝑳
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶
∗
𝟑𝟓,𝟓 𝒈 𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
= 𝟑𝟐,𝟕𝟓 𝒈/𝑳
47. 20 cm3
de una disolución de cloruro de potasio se valoran con disolución de nitrato de
plata 0,1 normal, factor 1,052. Se gastan 25,5 cm3
de la disolución de nitrato de plata.
Hallar la concentración de la disolución de cloruro de potasio en gramos por litro.

14. 𝟐𝟓,𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟓𝟐)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑪𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑲𝑪𝒍
∗
𝟕𝟓,𝟓𝟓𝟕 𝒈 𝑲𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑲𝑪𝒍
= 𝟎,𝟐𝟎𝟐𝟕 𝒈 𝑲𝑪𝒍
La concentración en g/L:
𝒈
𝑳
=
𝟎,𝟐𝟎𝟐𝟕 𝒈 𝑲𝑪𝒍
𝟎,𝟎𝟐𝟎 𝑳
= 𝟏𝟎,𝟏𝟑 𝒈/𝑳
48. Se disuelven 8,026 g de un cloruro de sodio comercial en 1 litro de disolución. 10 cm3
de
ésta consumen en su valoración 13,1 cm3
de disolución 0,1 normal de nitrato de plata,
factor 1,018. Calcular la pureza del cloruro de sodio.
𝟏𝟑,𝟏 𝒄𝒎𝟑
∗
(𝟎,𝟏∗𝟏,𝟎𝟏𝟖)𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟓𝟖,𝟒𝟒𝟖 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
= 𝟎,𝟎𝟕𝟕𝟗𝟓 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
Los gramos anteriores están en 10 cm3
. En el litro preparado a partir de la muestra
tenemos:
𝟎,𝟎𝟕𝟕𝟗𝟓 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟏𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
= 𝟕, 𝟕𝟗𝟓 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
%𝑵𝒂𝑪𝒍 =
𝟕,𝟕𝟗𝟓 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟖,𝟎𝟐𝟔 𝒈 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟗𝟕,𝟏 % 𝑵𝒂𝑪𝒍
49. Una moneda de plata, cuyo peso es de 4,652 g, se disuelve en ácido nítrico y se lleva a un
volumen de 200 cm3
. 10 cm3
de ésta disolución se valoran adecuadamente con
disolución 0,1 normal de cloruro de sodio, de la que se gastan 19,45 cm3
. Hallar el tanto
por ciento de plata en dicha moneda.
𝟏𝟗,𝟒𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑨𝒈
∗
𝟏𝟎𝟕,𝟖𝟕 𝒈 𝑨𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈
= 𝟎,𝟐𝟎𝟗𝟖 𝒈 𝑨𝒈
Estos gramos están en los 10 cm3
valorados. En los 200 cm3
obtenidos en la disolución de
la muestra:
𝟐𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟐𝟎𝟗𝟖 𝒈 𝑨𝒈
𝟏𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟒, 𝟏𝟗𝟔 𝒈 𝑨𝒈
% 𝑨𝒈 =
𝟒,𝟏𝟗𝟔 𝒈 𝑨𝒈
𝟒,𝟔𝟓𝟐 𝒈 𝒎𝒐𝒏𝒆𝒅𝒂
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟗𝟎,𝟐𝟎 %
50. 0,250 g de un cloruro metálico anhidro necesitan para su precipitación 24,00 cm3
de
disolución de nitrato de plata 0,1 normal. Si dicho peso es del cloruro hidratado se
consumen tan sólo 20,45 cm3
. El peso atómico aproximado del metal es 140. A partir de
estos datos, identificar el metal y hallar las fórmulas de los dos cloruros.
𝟐𝟒,𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 = 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟒 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟒 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑪𝒍
= 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍 ∗
𝟑𝟓,𝟒𝟓𝟕 𝒈 𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
= 𝟎, 𝟎𝟖𝟓𝟏𝟎 𝒈 𝑪𝒍
Los gramos de metal en el cloruro anhidro:
𝒈 𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟎 − 𝟎, 𝟎𝟖𝟓𝟏𝟎 = 𝟎,𝟏𝟔𝟓 𝒈 𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍
Teniendo en cuenta el peso aproximado:
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍 =
𝟎,𝟏𝟔𝟒 𝒈
𝟏𝟒𝟎
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟐
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍
= 𝟐
Mirando la tabla periódica los metales posibles son bario, cerio o lantano. El único con
valencia 2 es el bario.
𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
Con los datos del cloruro hidratado:
𝟐𝟎,𝟒𝟓 𝒄𝒎𝟑
∗
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑪𝒍
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
∗
𝟐𝟎𝟖,𝟐𝟓𝟒 𝒈 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
= 𝟎,𝟐𝟏𝟐𝟗 𝒈 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
𝑳𝒐𝒔 𝒎𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐 𝒔𝒐𝒏:
𝟎,𝟐𝟏𝟐𝟗 𝒈 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
𝟐𝟎𝟖,𝟐𝟓𝟒
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟏𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔

15. Los gramos de agua en la muestra:
𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟎, 𝟐𝟓𝟎 − 𝟎,𝟐𝟏𝟐𝟗 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟕 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂:
𝟎,𝟎𝟑𝟕 𝒈
𝟏𝟖
= 𝟎,𝟎𝟎𝟐𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
= 𝟐
Fórmula:
𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐.𝟐 𝑯𝟐𝑶
51. 0,2834 g de una mezcla de cloruro de sodio y de ioduro de sodio se disuelven en agua. La
disolución obtenida se valora adecuadamente con nitrato de plata 0,1 normal y se gastan
36,65 cm3
. Calcular a composición centesimal de la mezcla.
Consideramos x g NaCl e y g de NaI.
𝒙 + 𝒚 = 𝟎, 𝟐𝟖𝟑𝟒
A partir de la valoración:
𝒙 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟓𝟖,𝟒𝟓𝟕 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= (𝟏𝟕𝟏.𝟎𝟕 ∗ 𝒙)𝒄𝒎𝟑
𝒚 𝒈 𝑵𝒂𝑰 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑰
𝟏𝟒𝟗,𝟗𝟎𝟒 𝒈 𝑵𝒂𝑰
∗
𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗 𝑵𝒂𝑰
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑰
∗
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑
𝟎,𝟏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒗
= (𝟔𝟔,𝟕𝟏 ∗ 𝒚)𝒄𝒎𝟑
La segunda ecuación será:
𝟏𝟕𝟏,𝟎𝟕 ∗ 𝒙 + 𝟔𝟔, 𝟕𝟏 ∗ 𝒚 = 𝟑𝟔,𝟔𝟓
La resolución del sistema nos dará:
𝒙 = 𝟎, 𝟏𝟕𝟎𝟎 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍 ; 𝒚 = 𝟎,𝟏𝟏𝟑𝟒 𝒈 𝑵𝒂𝑰
%𝑵𝒂𝑪𝒍 =
𝟎,𝟏𝟕 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟎,𝟐𝟖𝟑𝟒 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟎 % 𝑵𝒂𝑪𝒍
%𝑵𝒂𝑰 =
𝟎,𝟏𝟏𝟑𝟒 𝒈 𝑵𝒂𝑰
𝟎,𝟐𝟖𝟑𝟒 𝒈 𝒎𝒖𝒆𝒔𝒕𝒓𝒂
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟎 %